Я не знаю как их строить тут

 

20)типы молекулярных взаимодействий

ориентационное взаимодействие - если вещество состоит из полярных молекул, например молекул H2O или НСl, то в конденсированном состоянии соседние молекулярные диполя ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего наблюдается их взаимное притяжение. Индукционное взаимодействие – в случае веществ, состоящих из неполярных, но способных к поляризации молекул, например СО2, наблюдается наведение или индуцирование диполей. Причина их появления обычно состоит в том, что каждый атом создает вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее действие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляризуется, и образовавшийся индуцированный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы. В результате этого происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Дисперсионное взаимодействие – движение электронов в атомах, а также колебание ядер связанное с этим непрерывное изменение взаимного положения электронов и ядер вызывают появление мгновенных диполей. Как показывает квантовая механика, мгновенные диполи возникают в твердых телах и жидкостях согласованно, причем ближайшие друг к другу участки соседних молекул оказываются заряженными электричеством противоположного знака, что приводит к притяжению.

Межмолекулярное взаимодействие, взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами; определяет существование жидкостей и молекулярных кристаллов, отличие реальных газов от идеальных и проявляется в разнообразных физических явлениях. М. в. зависит от расстояния r между молекулами и, как правило, описывается потенциальной энергией взаимодействия U(r) (потенциалом М. в.), так как именно средняя потенциальная энергия взаимодействия определяет состояние и многие свойства вещества.

21) водородная связь

Условием образования водородной связи является высокая ЭО атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Энергия водородной связи меньше энергии обычной ковалентной связи.

 

22) Зависимость свойств простых веществ от строения атомов и положения элементов.

Максимальная степень окисления зависит от номера группы, и определяет характер веществ(оксиды, гидроксиды-амф, кисл). Так же по номеру группы мы можем узнать кол-во электронов на внешнем энергетическом уровне. По периоду можно определить кол-во подуровней.По положению в таблице можно судить о том, как изменяются различные характеристики элементов: радиус, ЭО, энергия ионизации, сродство к электрону.

23)Зависимость окислительно – восстановительных свойств.

В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде натрий — самый активный в периоде восстановитель, а хлор — самый активный в периоде окислитель.
У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители — щелочные металлы, а наиболее активные из них Fr и Cs. Лучшие окислители— галогены. Элементы главных подгрупп IV-VII групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью.
Элементы побочных подгрупп (четных рядов) больших периодов имеют металлический характер, так как на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. В отличие от простых веществ металлов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества неметаллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители.
Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента.

24) Влияние среды на характер протекания реакций
Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+-ионов), нейтральной (Н2O) и щелочной (избыток гидроксид-ионов OH-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион MnO-4 в кислой среде восстанавливается до Mn2+, в нейтральной — до MnO2, а в щелочной — до MnO2-4.

25)простые и сложные вещества окислители и восстановители

Атом, находящийся в минимальной степени окисления, может быть только восстановителем. Атом, находящийся в максимальной степени окисления, может быть только окислителем. Атом, находящийся в промежуточной степени окисления, может быть как восстановителем, так и окислителем. Это зависит от того, с каким веществом он реагирует. Говоря иначе, есть атом обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Из простых веществ только восстановителями могут быть атомы металлов.Они являются лучшими восстановителями. Из сложных веществ восстановителями являются соединения, в состав которых входят атомы элемента в минимальной степени окисления(HBr). В периодах с возрастанием атомного номера элементов их восстановительные свойства ослабевают. Это связано с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса. В главных подгруппах с увеличением номера периода восстановительные свойства элементов возрастают. Это связано с увеличением атомного радиуса. Из простых веществ только окислителями могут быть атомы фтора и кислорода.Исключение – кислород в реакции со фтором. Из сложных веществ окислителями являются практически все кислоты – то есть соединения, в состав которых входят атомы элементов в максимальной степени окисления(SO3). В периодах слева направо (с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса) окислительные свойства элементов усиливаются. В главных подгруппах сверху вниз (с увеличением атомного радиуса) окислительные свойства элементов ослабевают.

26) Типы окислительно – восстановительных реакций.

Все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и диспропорционирования. В межмолекулярных (межатомных) реакциях окислительные функции выполняют одни вещества, а восстановительные – другие. Например, в реакции H₂S + Cl₂ = S + 2HCl электроны от восстановителя – молекулы сероводорода – переходят к окислителю – молекуле Cl₂. В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления одна часть молекулы – окислитель, другая – восстановитель. Простейшими примерами могут служить реакции термического разложения вещества: Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Они характерны для соединений или простых веществ, состоящих из промежуточных степеней окисления данного элемента:

Метод полуреакций или метод ионно-электронногобалансаприменяют при составлении уравнений сложных реакций, протекающих в водных растворах или расплавах. При нахождении коэффициентов в уравнении реакциируководствуются правилами: Если исходные вещества содержат большее число атомов кислорода, чем полученные продукты, то освобождающийся кислород в кислой среде с ионами водорода образует воду, а в нейтральной и щелочной средах с молекулами воды – гидроксид-ионы. Если исходные вещества содержат меньшее число атомов кислорода, чем образующиеся, то недостающее число атомов кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды, а в щелочной – за счет ионов ОН-. 1. Определим вещество, которое является окислителем и восстановителем. 2. Составим полуреакцию процесса восстановления, учитывая среду. Для определения числа электронов, участвующих в процессе восстановления, вычислим сумму зарядов в левой и правой части полуреакции. Уравняем число зарядов. По аналогии с полуреакцией восстановления, составим полуреакцию процесса окисления. 4.Суммируем обе полуреакции. Из ионно-молекулярного составляем уравнение в молекулярной форме присоединяя те ионы, которые присутствовали в исходных реагентах.

Метод полуреакций для уравнивания ОВР.

 

Метод полуреакций является удобным и универсальным методом уравнивания окислительно-восстановительных реакций. Методом полуреакций можно уравнять даже такие реакции, которые крайне сложно уравнять другими методами (см. примеры в конце). Прелесть метода заключается в том, что именно в форме полуреакций записаны справочные данные по стандартным электродным потециалам. А это значит, что большинство необходимых полуреакций можно брать прямо из справочников!

Алгоритм.

Вспомним, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Руководствуясь здравым смыслом и значениями электроотрицательностей, определим степени окисления каждого элемента в каждом соединении в левой и правой частях уравнения. У нас должна получиться такая картина:

Fe0 → Fe+2 - элемент потерял электроны, повысил степень окисления (окислился);

H+1 → H0 - элемент получил электроны, понизил степень окисления (восстановился);

Cl-1 → Cl-1 - степень окисления элемента не изменилась.

Полуреакцией восстановления называется реакция, описывающая превращение элемента-окислителя, записанная в ионном виде:

2H+ +2e- = H2

Полуреакцией окисления называется реакция, описывающая превращение элемента-восстановителя, записанная в ионном виде:

Fe = Fe2+ + 2e-

**************

Полуреакции восстановления некоторых веществ.

MnO4- + 8H+ + 5e-= Mn2+ + 4H2O (кислая среда, Mn+7 → Mn+2);

MnO4- + 4H+ + 3e- = MnO2 + 2H2O (нейтральная среда, Mn+7 → Mn+4);

MnO4- + e- = MnO42- (щелочная среда, Mn+7 → Mn+6);

Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O (Cr+6 → Cr+3)

CrO42- + 4H2O + 3e-= [Cr OH)6]3- + 2OH- (то же; не забываем про равновесие 2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O)

2XO3- + 10H+ + 10e- = X2 + 5H2O (X+5 → X0) (X = Cl, Br, I)

X2 + 2e- = 2X- (X = Cl, Br, I)

2H+ +2e- = H2 (H+ → H0)

SO42- + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O (S+6 → S+4)

SO42- + 8H+ + 6e- = S + 4H2O (S+6 → S0)

NO3- + 2H+ + e- = NO2 + H2O (N+5 → N+4)

NO3 + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O (N+5 → N+2)

2NO3- + 12H+ + 10e- = N2 + 6H2O (N+5 → N0)

 

27)Овс марганца

КMnO4- один изсаамы сильных окислителей. Наиболее силноокислительныесв-ва проявляются в кислой среде, т. К. принимает 5 электронов и восстанавливается до MnO2. В щелочной среде окислительные свойства проявляются слабее, т.к. принимает только 1 электро и восстанавливается дом K2MnO4. Краска меняется с фиолетовой на бурую(нейтрал), бесцветную(кислая), сине-зеленая(щелочная). Растворы KMnO4 в медицине применяют как бактерицидное и прижигающее средство, слабыми рами промывают слизистые оболочки.

28) ОВД свойств пероксида

Степень окисления кислорода в Н2O2= -1, т.е. находится в промежуточной степени окисления, а, следовательно, пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Например в реакции с KNO2- является окислителем, а в реакции с KMnO4 в кислой среде- является восстановителем, а в реакции при разложении Н2О2 происходит диспропорционирование,т.е образуется Н2О и О2.. В медицине применяют 3% раствор, как дезинфицирующее действие, 30% раствор используют для лечения бородавчатой формы красного плоского лишая и для удаления юношеских бородавок.

 

29) Метод полуреакций

Кислая рН < 7	Общая схема: O2- + 2H+ = H2O Примеры: MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O Cr2О72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2О
Нейтральная рН = 7, щелочная рН > 7	Общая схема: O2- + H2O = 2OH- Примеры: MnO4 +2H2O+3 e = MnO2 + 4OH CrO42+4H2O +3 e =[Cr(OH)6]3 + 2ОН

 

30) Окислительно-восстановительный потенциал- мера способности химического вещества присоединять электроны. Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами. Простейший пример — ионы окисного и закисного железа: Fe³⁺ — ионы могут захватывать из металла электроны, превращаясь в Fe²⁺ — ионы, способные к обратной реакции; потенциал, при котором эти реакции динамически уравновешивают друг друга, и есть О.-в. п. Чем сильнее окислительная способность среды, тем он выше. Стандартный электродный потенциал- это потенциал данного электронного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице.

Окислительно-восстановительные потенциалы

Количественной мерой окислительной способности окислителя (и одновременно восстановительной способностиего восстановленной формы) является электрический потенциал электрода φ (электродный потенциал), на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция его восстановления и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы.

Этот окислительно-восстановительный потенциал измеряется по отношению к стандартному водородному электроду и характеризует пару «окисленная форма – восстановленная форма» (поэтому выражения «потенциал окислителя» и «потенциал восстановителя», строго говоря, неверны). Чем выше потенциал пары, тем сильнее выражена окислительная способность окислителя и, соответственно, слабее – восстановительная способность восстановителя.

И напротив: чем ниже потенциал (вплоть до отрицательных значений), тем сильнее выражены восстановительные свойства восстановленной формы и слабее - окислительные свойства сопряженного с ней окислителя.

Типы электродов, конструкция стандартного водородного электрода и методы измерения потенциалов детально рассматриваются в курсе физической химии.

Конста́нтаравнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Направление химических реакций.

В механических системах устойчивое равновесие соотв-ет минимуму потенциальной энергии системы. Хим. процессы должны самопроизвольно протекать в направлении уменьшения внутренней энергии системы, т. е. в направлении, отвечающем положит-му тепловому эффекту реакции. При обычныхусл. самопроизвольно протекают преимущ-но экзотермические реакции. Так же, уже при обычных t-рахсамопр-но протекают эндотермические процессы растворения мн. солей и некоторые эндотерм. хим. р-ции. С повыш. t-ры все большее число реакций начинает самопр-но протекать в направ. эндотерм. процесса. Принцип стремления к минимуму внутренней энергии требует, чтобы все экзотерм. р-ции доходили до конца, т. е. исключает возможность обратимых реакций; однако такие реакции сущ-ют. Среди мех-ких систем имеются такие, поведение которых тоже нельзя описать только направленностью процессов к достижению минимума потенциальной энергии. Из громадного числа частиц состоят и хим. системы. Тенденция к достижению минимума внутр. энергии не явл. единств.фактором, определяющим их поведение. Для представления о 2-м факторе, влияющем на на-правление р-ций, рассм. процесс, не сопровождающийся тепловым эффектом. Н-р, расширение разряж-го газа. С ростом числа молекул вер-стьбеспоряд-го, равно-мерногораспред-ния газа в сосуде очень быстро возрас-тает, а самопроиз-ное сжатие газа становится все менее вероятным процессом. Макроскоп. кол-ва газа содержат огромное число молекул, соотв-но в реальном опыте самопр-ное сжатие газа предст. собой процесс практически невозможный, и что самопр-но будет протекать обратный процесс расширения газа, приводящий к равномерному, беспорядоч. распред-ю его молекул по всему объему сосуда.

Направление самопроизвольного протекания химиче-ских реакций и определяется совокупным действием двух факторов: тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

При хим. реакциях в силу принципа направл-типроцес-сов к минимуму внутренней энергии атомы соединяются в такие молекулы, при образовании которых выделяется наиб.кол-во энергии. В силу же принципа направленно-сти процессов к наиболее вероятному состоянию проте-кают такие реакции, в ходе которых возрастает число частиц (н-р, р-ции разложения молекул на атомы) или чисто возможных состояний атомов. Тенденция к переходу в состояние с наименьшей внут-ренней энергией проявляется при всех температурах в одинаковой степени. Тенденция же к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. Поэтому при низких температурах в большинстве случаев практически сказывается только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах все больше и больше сдвигается в сторону реакций разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определенным соотношением концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции.

31. Влияние среды на направление протекания окислительно-восстановительной реакции и состав продуктов реакции.

Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах: в кислой, нейтральной и щелочной. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления. Рассмотрим пример влияния среды на восстановление перманганат-ион MnO4. Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксидов калия или натрия. Рассмотрим примеры протекания реакции между сульфитом натрия Na2SO4 (восстановитель) c перманганатом калия KMnO4(окислитель).

В кислой среде.

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

В нейтральной среде.

3Na2SO4 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 +2KOH

В щелочной среде.

Na2SO4 + 2KMnO4 + 2NaOH = Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO4 + H2O

 

32) Определение эквивалентов окислителей и восстановителей. Влияние среды.

Эквивалентом называют такую массу вещества, которая в реакции замещает собой 1 моль атома Н_2. (Э_H2SO4=M_H2SO4/Z=98/2=49; Э_Fe2(SO4)3=M/Z=400/6 (Z=2*3)).

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя– эточасть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя. Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль (Э = M / n).Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда.

H⁺ Mn⁺² бесцветный раствор

MnO^-₄ H₂O MnO₂ бурый осадок

Фиол-й OH^- MnO₄^2- раствор зеленого цвета

Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия. Вещества обладающие окислительно востановительно двойственностью свойств. К таким молекулам относятся вещества содержащие атом в какой либо промежуточной степени окисления. Такие атомы могут принимать и отдавать электроны, поэтому в реакции могут быть как окислителями так и восстановителями. Оксиды Mn, Cr в степени окисления +2, +3, +4 окисляются в щелочной среде до манганата, перманганата и дихромата.

2 KMn⁺⁷O₄ + 5Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄+3H₂O (Э_KMnO4= М\5=158\5=31,6 г\моль)

2 KMn⁺⁷O₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2 Mn⁺⁴O₂ ↓ + 3 Na₂SO₄ + 2KOH (М _ЭKMnO4 = M\3 = 158\3 = 52,7 г\моль)

2 KMn⁺⁷O₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂SO₄ + H₂O (М_{Э KMnO4} = M\1 = 158\1 = 158,0г\моль)

 

33) Окислительно-восстановительные процессы в биологии и в медицине (дыхательная цепь митохондрий, функция Fe в гемоглобине и в других ферментах, Mg в хлорофилле, действие препаратов окислителей).

Окислительно- восстановительные реакции в биологии

Электроны переносятся от одной молекулы к другой в виде:

1.Непосредственно электронов: Fe2++Cu2+⇔Fe3++Cu+

2.В виде атомов водорода: АН2 ⇔А+2е-+2Н+

3.Как гидрид ион:Н-(при переносав в идее НАДН)

4.Через прямое соединениие с кислородом:R-CH3+ 1/2O2 →R-CH2-OH

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыханиб, пищеварение, хемосинтез — все это цепи окислительно-восстановительных реакций. Совокупность окислительных реакций, происходящих в биологических объектах и обеспечивающих их энергией и метаболитами для осуществления процессов жизнедеятельности, называется биологическим окислением. существует два типа биологического окисления: окисление, сопряженное с фосфорилированием АДФ, и свободное окисление. Окислительно-восстановительные реакции имеют большое значение для жизнедеятельности растений. Одной из главнейших функций, которые они выполняют, является выделение энергии. Рассматривая один из важнейших окислительно-восстановительных процессов растений – фотосинтез – способность использовать воду для создания восстанавливающего агента, НАДФ*Н, и синтезировать АТФ за счет энергии света.

Окисление органических соединений молекулярным кислородом является единственным источником энергии, необходимой для жизнедеятельности организма. Применение ОВ-реакций в медицине: Для обезвреживания ядовитых веществ можно использовать реакции окисления-восстановления. Если отравился веществом, обладающим окислительными свойствами, то надо использовать восстановители и наоборот. При отравлении органическими веществами растительного происхождения (алкалоидами) используют перманганат калия. При определении ферментов каталаз использую перманганатометрию. При удалении ушной серы используют перекись водорода. При обезвреживании хлора и брома используют аммиак. Дыхательная цепь митохондрий состоит из 5 мультиферментных комплексов, субъединицы которых кодируются как ядерными, так и митохондриальными генами. В переноске электронов участвуют коэнзим Q10 и цитохром с. Электроны поступают от молекул NAD*H и FAD'H и переносятся по дыхательной цепи. Высвобождаемая энергия используется для транспорта протонов к внешней мембране митохондрий, а возникающий электрохимический градиент — для синтеза АТФ с помощью комплекса V дыхательной цепи митохондрий. Как уже отмечено, митохондрии имеют собственную ДНК, в каждой митохондрии содержится 10 и более молекул ДНК. Геном митохондриальной ДНК (мтДНК) полностью расшифрован. Он включает 16 569 нуклеотидов, которые образуют двунитевую кольцевую молекулу. В митохондриаль-ном геноме есть гены для двух рибосомальных РНК, 22 тРНК и 13 полипептидов, участвующих в реакциях окислительного фосфорилирования мтДНК не содержит интронов. Гемоглобиин - сложный железосодержащий белок кровосодержащих животных, способный обратимо связываться с кислородом, обеспечивая его перенос в ткани. У позвоночных животных содержится в эритроцитах. Главная функция гемоглобина состоит в переносе кислорода. У человека в капиллярах лёгких в условиях избытка кислорода последний соединяется с гемоглобином. Током крови эритроциты, содержащие молекулы гемоглобина со связанным кислородом, доставляются к органам и тканям, где кислорода мало; здесь необходимый для протекания окислительных процессов кислород освобождается из связи с гемоглобином. Кроме того, гемоглобин способен связывать в тканях небольшое количество диоксида углерода (CO2) и освобождать его в лёгких. Монооксид углерода (CO) связывается с гемоглобином крови намного сильнее (почти в 500 раз), чем кислород, образуя карбоксигемоглобин (HbCO). Некоторые процессы приводят к окислению иона железа в гемоглобине до степени окисления +3. В результате образуется форма гемоглобина, известная как метгемоглобин (HbOH). В обоих случаях блокируются процессы транспортировки кислорода. Метгемоглобин — производное гемоглобина, в котором железо окислено (трехвалентно). Метгемоглобин не способен переносить кислород. Образуется в организме при некоторых видах отравлений. Железо гемоглобина входит в состав ферментов цитохромов, способствует связыванию кислорода эритроцитами и транспортирует его во все органы и ткани организма, чем обеспечивает дыхание и полноценную жизнедеятельность клеток. Основное физиологическое значение железа - участие в процессе кроветворения. Кроме кроветворной функции, железо играет важную роль в окислительно-восстановительных процессах, оно входит в состав молекул окислительных ферментов. В крови содержаться ферменты феррикин и трансфирин. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Молекула хлорофилла состоит из кольца хлорина с Mg в центре, радикалов-заместителей в кольце, и фитольного хвоста. Кольцо хлорина

Хлорофилл a состоит из центрального иона магния, заключённого в кольцо из четырёх ионов азота, также известного, как хлорин. Хлориновое кольцо это гетероциклическое соединение, образованное из пирролов, окружающих атом металла. Именно Mg в центре однозначно отличает структуру молекулы хлорофилла от других молекул. Окислители (перекись водорода и перманганат калия). Перекись водорода представляет собой бесцветную жидкость без запаха, слабо кислой реакции, при комнатной температуре медленно разлагается. В тканях под влиянием фермента пероксидазы перекись водорода образует атомарный кислород, обусловливающий противомикробное действие. На загрязненных остатками белка ранах перекись водорода разрушается каталазами с образованием газа - молекулярного кислорода, способствующего вымыванию из ран гноя, сгустков крови, тканевого детрита, но обладающего слабой противомикробной активностью; пена наиболее интенсивно образуется на дне раны, поэтому очищение раневой поверхности намного эффективнее, чем может быть достигнуто механическим промыванием. Растворы перекиси водорода оказывают местное вяжущее (противовоспалительное), прижигающее, дезодорирующее и отбеливающее действие, усиливают свертывание крови, способствуя переходу фибриногена в фибрин. Перекись водорода выпускается в виде трех препаратов: перекись водорода концентрированная, гидроперит и перекись водорода разведенная. Не применяют перекись водорода при глубоких ранах и не вводят в полости (из-за опасности эмболии). Концентрированная перекись водорода может вызывать ожоги слизистой оболочки. Калий гиперманганат (калия перманганат) представляет собой фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, хорошо растворимые в воде. По сравнению с перекисью водорода оказывает более выраженное, но кратковременное антисептическое действие. При взаимодействии с тканями разлагается, образуя в том числе атомарный кислород и двуокись марганца. Атомарный кислород - сильнейший антисептический и дезодорирующий агент, а двуокись марганца - вяжущий и прижигающий (с белками ткани дает плотные альбуминаты). Естественно, эффекты ослабляются в присутствии белка. В виде 2-5% растворов используется при лечении ожогов - способствует быстрому заживлению ("под струпом") без нагноения. Как сильный окислитель калия перманганат (0,02-0,1% раствор) применяют для промывания желудка при комплексном лечении отравлений алкалоидами, препаратами фосфора (не эффективен при отравлениях кокаином, атропином, барбитуратами).

 

34) Современные представления о структуре комплексных соединений: центральный атом, лиганды, комплексный ион, координационное число центрального атома, дентантность лигандов. Классификация комплексных соединений в зависимости от заряда внутренний сферы.

Существуют соединения состав которых выражается своеобразными формулами, они обладают своеобразными свойствами в выделены в собственный класс комплексные (координационные) соединения. В их состав могут входить как органические так и не органические ионы. Они занимают промежуточные положения между этими разделами химии. K₄[Fe(CN)₆]-жёлтая кровяная соль; K₃[Fe(CN)₆]-красная. Сложность строения и своеобразие свойств привело к появлению многочисленных определений. Общепринятого на сей день – нет. Комплексами наз. Сложные молекулярные или ионные соединения, образующиеся путём соединения к атому или иону металла или неметалла нейтральных молекул или других ионов. Комплексами называют соединения образованные двумя или большим числом частиц(1 из частиц- металл) способных к самостоятельному существованию в растворе. Комплексные соединения состоят из координационного центра: 1.центральный атом (комплексообразователя) – а)могут быть катионы металла, чаще d-элементов, тяжелых p-элементов, s-элементы не склонны к комплексообразованию, т.к. их комплексы малоустойчевы (но всё равно образуют), особенно с неорганическими элементами. Б) атом неметалла в положительной степени окисления H[BF₄]. В) атом неметалла в отрицательной степени окисления K[I₃] (K[I^-*I₂]). Г) Нейтральный атом d- элементов [Ni(CO)₄]; 2. Лиганды (стар. Назв. адденды)- частицы окружающие центральный атом. Могут быть органическими и неорганическими, могут быть представлены ионами (F^-,OH^-, CN^- …)а так же нейтральными молекулами (H₂O, NH₃…) Лиганды могут быть однородные и разные ([Cu(H₂O)₆]SO₄-однородный комплекс, [Co(_H2O)₄(NH₃)₂]-разнолегандный). Центральный атом с легандами образуют внутреннюю среду комплекса, заключающийся в квадратные скобки. Лиганды могут занимать несколько координационных мест. Явление притяжения лигандов к центральному атому- координация, число лигандов наз координациооным числом. Комплексный ион, состоящий из комплексообразователя и лигандов, образует внутреннюю сферу комплексного соединения. Если комплексный ион – катион, то внешнюю сферу составляют анионы – галогениды, сульфат, гидроксид, нитрат. Если комплексный ион – анион, то внешнюю сферу составляют катионы – калий, натрий и др. Заряд внешней сферы по величине совпадает с зарядом внутренней сферы. Дентатность лигандов – число ковалентных связей, образуемых лигандом с комплексообразователем. 1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN−, F−, Cl−, OH−, SCN−, S2O32− и др.).

2) Бидентатные лиганды. Примерами служат лиганды: ион аминоуксусной кислоты H2N — CH2 — COO−, оксалатный ион −O — CO — CO — O−, карбонат-ион СО32−, сульфат-ион SO42−.

3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своём составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.) Классификация по заряду комплекса:

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.). [(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II)

[Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II) 2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы. K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия

Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул. [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II) 4) Катионо-анионные комплексы [Pt(NH₃)4 ][PtCL₄], [Co(NH₃)₄][Cr(CN)₆]

 

 

35) Способность атомов элементов различных периодов к комплексообразованию. Природа химических связей в комплексных соединениях с точки зрения метода ВС: Комплексообразователи. Способность элемента к образованию комплексных соединений относится к важнейшим его химическим свойствам. Она зависит от строения внешнего электронного уровня атома элемента и определяется его положением в периодической системе Д. И. Менделеева. Как правило, комплексообразователями являются атомы или чаще ионы металлов, имеющие достаточное число свободных орбиталей. При образовании химических связей с лигандами комплексообразователи выполняют роль акцепторов. Возможность участия тех или иных орбиталей центрального атома в комплексообразовании меняется от периода к периоду. Способность элементов к комплексообразованию от периода к периоду растет. При последовательном переходе от одного периода к другому растет координационное число элементов. Элементы первого периода участвуют в комплексе-образовании только за счет s - орбиталей, второго периода - за счет s - и p-орбиталей, у элементов третьего и четвертого периодов к ним присоединяются d - орбитали, у элементов шестого и седьмого периодов - - орбитали. Таким образом, у элементов каждого нового периода сохраняются возможности комплексообразования предыдущего периода и появляются новые возможности.

Способность элемента к образованию комплексных соединений относится к важнейшим его химическим свойствам. Как правило, комплексообразователями являются атомы или чаще ионы металлов, имеющие достаточное число свободных орбиталей. При образовании химических связей с лигандами Комплексообразователи выполняют роль акцепторов. При этом, если комплексооб-разователь представляет для химической связи s - орбитали, то образуются только ст-связи, если же р-орбитали, то а - и л-связи,: если d - орбитали, то о - и л-связи, и если р -, d - или f - орбитали, то а - и л-связи. Возможность участия тех или иных орбиталей центрального атома в комплексообразовании меняется от периода к периоду. Природа химических связей в комплексных соединениях с точки зрения метода ВС: Метод валентных связей

1.Связи образуются по донорно акцепторному механизму: атом комплексообразователь предоставляет свободную орбиталь а лиганды электронную пару.

2. В образовании связи учавствует гибридная орбиталь: атом комплексообразователя. Тип гибридизации атома комплексообразователя можно определить по координационному числу: 2-sp гибридизация; 3- sp² гибридизация; 4- sp³гибридизация; 6- sp³d² гибр. Зависит от силы лиганда

Сильные лиганды вызывают перераспределение электронов на d подуровень атома комплексообразователя, слабые лиганды не вызывают этого перераспределения (SCN>CN>NO2>NH3>H2O>OH>F>CL>Br). Образование многих комплексных соединений можно в первом приближении объяснить электростатическим притяжением между центральным катионом и анионами или полярными молекулами лигандов. Наряду с силами притяжения действуют и силы электростатического отталкивания между одноименно заряженными (или# в случае полярных молекул, одинаково ориентированными) лигандами. В результате образуется устойчивая группировка атомов (ионов), обладающая минимальной.потенциальной энергией.

 

36) Теория строения комплексных соединений. Объяснение окраски комплексных соединений переходных металлов. Строение комплексных соединений рассматривают на основе координационной теории, предложенной в 1893 г. швейцарским химиком Альфредом Вернером. Основные положения: 1)Атом в комплексном соединении может проявлять как основные так и дополнительные валентности. 2) Вокруг центрального атома координированы (расположены) лиганды. Главная валентность обозначается сплошной линией, а побочная пунктирной. 3) Внутри комплексного иона все химические связи выравниваются. 4) Совокупность главных и побочных валентностей. 5) Вернер ввел понятие адденды (сейчас лиганды), комплексообразователь (сейчас центральный атом), а так же внешняя и внутренняя сфера. 6) Координационное число имеет строго определенную величину и показывает пространственную конфигурацию комплексного иона. Основные недостатки теории- не было объяснено из за чего происходит выравнивание связи внутри комплекса, и не была ясна сама причина комплексообразования. Поэтому была разработана Теория валентных связей, теория кристаллического поля и теория молекулярных орбиталей. В соответствии с этой теорией в комплексных соединениях различают комплексообразователь, внешнюю и внутреннюю сферы. Комплексообразователем обычно является катион или нейтральный атом. Внутреннюю сферу составляет определённое число ионов или нейтральных молекул, которые прочно связаны с комплексообразователем. Их называют лигандами. Число лигандов определяет координационное число (КЧ) комплексообразователя. Внутренняя сфера может иметь положительный, отрицательный или нулевой заряд. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешную координационную сферу.

Если заряд лигандов компенсирует заряд комплексообразователя, то такие комплексные соединения называют нейтральными: они состоят только из комплексообразователя и лигандов внутренней сферы. например, [Pt(NH3)2Cl2]. Окраска комплексных соединений зависит от типа лигандов и комплексообразователя. Т.к. разность энергии (дельта) между d(гамма) - и d_Е орбиталями небольшая, возможен переход электрона с более низкого на более высокий уровень за счет поглощения видимого света. Этот переход является причиной определенной окраски комплекса, т.е. окраска зависит от того, фотон какой длинны волны могут этим комплексом поглощаться. При этом энергия кванта света должна быть равна энергии расщепления. При замене в комплексе одних лигандов на др., расположенные в спектрохимическом ряду левее (обладающие большой силой поля), значение дельта возрастает и комплекс начинает поглощать лучи света с меньшой длинной волны. Это сказывает на изменении его окраски. (Co(ONO)(NH₃)_s)²⁺- красный; (Co(N0₂)(NH₃)₅)²⁺ -жёлтый(CuCL₄)^2- - зеленый (Сu(Н₂О)4)²⁺ - голубой (Cu(NH₃)4)²⁺ - сине-фиолетовый