- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Изотопы
- •Простые и сложные вещества. Масса атомов молекул. Агрегатное состояние веществ. Структурные формулы веществ. Аллотропия.
- •Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. Кислорода, фтора и неона
- •4. Моль.Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность, степень окисления Молярная масса.
- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
36.Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.(«Тургор», изотонические растворы, асмоляльность-, гипертонические, гипотонические растворы, лизис, гемолиз, плазмолиз) Использование явления осмоса в медицинской практике.(гипертонические повязки, действие слабительных).
В разбавленных растворах неэлектролитов ослаблено взаимодействие между частицами растворителя и растворенного вещества и им можно пренебречь.
Свойства таких растворов называются коллигативными . они определяются только числом частиц в растворе и не зависят от их природы. К таким свойствам относятся : изменение давления насыщенного пара над раствором, температура замерзания и температура кипения раствора (законы Рауля), явления осмоса (закон Вант- Гоффа).
В процессе растворения происходит самопроизвольное распределение частиц растворяемого вещества между молекулами растворителя – диффузия.
Процесс этот двусторонний и продолжается до тех пор пока существует градиент концентрации ∆С (выравнивание концентраций).
Если на пути движения частиц стремящихся занять весь объем, поместить полупроницаемую мембрану , процесс выравнивания концентраций станет односторонним: молекулы растворителя будут проникать через мембрану из раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества в более концентрированный.
Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Давление, которое надо приложить к системе, чтобы остановить в ней осмос, называется осмотическим давлением. Осмос такой же самопроизвольный процесс, что и диффузия.
Применив к явлению осмоса законы идеальных газов,
Вант-Гофф установил следующую зависимость:
Росм= СмRT закон Вант-Гоффа
Где Росм- осмотическое давление раствора с молярной концентрацией См при температуре Т, R- универсальная газовая постоянная.
Зная, что См = m/ М V
уравнение можно преобразовать Росм = mRT/МV
И использовать для определения молярной массы неизвестного вещества по осмотическому давлению: М= m RT / Росм V
Закон Вант-Гоффа- справедлив лишь при значениях См≤10-2 моль/л.
Явление осмоса играет важную роль во многих химических и биологических системах. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры. Упругость клетки (тургор), обеспечивающая эластичность тканей и сохранение определенной формы органов, обусловлена осмотическим давлением. Животные и растительные клетки имеют оболочки или поверхностный слой протоплазмы, обладающие свойствами полупроницаемых мембран. При помещении таких клеток в растворы с различной концентрацией наблюдается осмос.
Растворы , имеющие одинаковое осмотическое давление, называют изотоническими.
Изотонические растворы содержат одинаковое количество осмотически активных частиц.
Количество осмотически активных частиц в растворе выражается через осмомоляльность. Эта величина определяется концентрацией всех содержащихся в растворителе осмотически активных частиц (моль/кг)
При помещении клеток в изотонический раствор клетки сохраняют свой размер и нормально функционируют.
При помещении клеток в гипотонический раствор вода из менее концентрированного внешнего раствора переходит внутрь клеток, что приводит к их набуханию, а затем к разрыву оболочек и вытеканию клеточного содержимого . Такое разрушение клеток называют лизисом.
В случае эритроцитов этот процесс называют гемолизом. Кровь с клеточным содержимым, выходящим наружу при гемолизе, за свой цвет называется лаковой кровью.
При помещении клеток в гипертонический раствор вода из клеток уходит в более концентрированный раствор и наблюдается сморщивание (высушивание) клеток. Это явление называется плазмолизом.
Изотонический раствор NаС1 (0,9%)
Гипотонический раствор NаС1 (0,1%)
Гипертонический раствор NаС1 (2%)
Давление пара над жидкостью, когда скорость испарения равна скорости конденсации (равновесие на границе раздела фаз), называется давлением насыщенного пара.
Давление насыщенного пара Р над раствором всегда меньше чем давление насыщенного пара над чистым растворителем Р0. Это явление доказал Ф.Рауль, который установил, что понижение давления пара над раствором тем больше, чем больше в нем мольная доля растворенного вещества – первый закон Рауля. Р0-Р//Р0 = N
относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равна мольной доле растворенного вещества.
Где N – мольная доля растворенного вещества
Р0-Р= ∆Р относительное понижение давления насыщенного пара
N- мольная доля растворенного вещества связана с количеством растворенного вещества и растворителя соотношением N=n/n0 +n
Где n и n0 – количество растворителя и растворенного вещества.
Отношение количество растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ составляющих раствор- мольная доля.
Учитывая зависимость n=m/М и n0 =m0/М то закон Рауля может быть использован для определения молярной массы неизвестного вещества в растворе. М= М0m/m0 Р/Р0-Р
Необходимо проанализировать диаграмму состояния насыщенного пара над раствором и чистым растворителем при изменении давления и температуры , ее анализ и согласование с первым законом Рауля дадут возможность установить, что в результате понижения давления пара над раствором последний (раствор) всегда кипит при более высокой температуре и замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель.
Понижение температуры замерзания ∆Тзам =Т0-Т и повышение температуры кипения ∆ Ткип=Т-Т0 раствора прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества – второй закон Рауля. ∆Тзам= К Сm и ∆Ткип= ЕСm
пропорциональности физический смысл которых становится ясным если ввести граничные условия. При Сm=1 моль/кг К= ∆Тзам и Е= ∆Ткип
Криоскопия и эбуллиоскопия широко используется для идентификации растворов неизвестных веществ путем определения их молярной массы: М=Кm/m0 ∆Тзам М= Е m/m0 ∆Ткип
Где m, m0 – массы растворенного вещества и растворителя.
37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
Альфред Вернер, профессор химии Цюрихского университета, в 1893 г предложил теорию, которую теперь называют координационной теорией Вернера. В молекулах большей части изученных комплексных соединений один из положительных ионов металла занимает центральное положение и называется центральным ионом или комплексообразователем.
С комплексообразователем координированы, т.е. определенным образом связаны, так называемые лиганды, представляющие собой отрицательные ионы или нейтральные молекулы. Являющиеся донорами электронов. В силу этого лиганды находятся в непосредственной связи с комплексообразователем.
Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю координационную сферу комплексного соединения, которая и заключается в квадратные скобки.
Кроме внутренней сферы, в большей части комплексных соединений имеется также внешняя координационная сфера, состоящая в зависимости от заряда комплексного иона. Из отрицательных или положительных ионов.
ионы внешней сферы связаны с внутренней сферой комплекса ионной связью. Которая при растворении вещества в воде разрывается, и ионы внешней сферы переходят в раствор в виде гидратированных ионов.
Связь же комплексообразователя с лигандами неионогенная, и потому при растворении вещества в воде внутренняя координационная сфера не подвергается или почти не подвергается диссоциации.
Заряд комплексного иона равняется алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Так, заряд комплексного иона [Fе(CN)6] равен (+2)+(-6) =-4, следовательно, [Fе(CN)6]-4 является четырехвалентным анионом.
Координационное число.
Химическая связь в комплексных соединениях.
Химическую связь в комплексных соединениях можно интерпретировать как согласно методу ВС так и с позиции метода МО. Согласно методу ВС происходит возбуждение и гибридизация орбиталей центрального атома или (иона) при взаимодействии его с лигандами. Конфигурация валентной оболочки Си2+ в основном состоянии: 3d9 4s0 4р0
Т.е. в возбужденном состоянии образуется четыре sр3 – гибридные орбитали при взаимодействии с лигандами NН3 ориентация орбиталей имеет следующий вид.
│
— Си+2—
│
В молекуле NН3 азот также имеет sр3 –гибридизацию 3d9 2s2 2р3 → 2s2 2рх 2ру 2рz
..
Н—N —Н
│
Н на четвертой sр3 гибридной орбитали имеется неподеленная пара электронов.
Четыре неподеленные пары электронов обобщаются с согласно методу ВС образуются четыре равноценные двух электронные σ- связи N – Си+2 атомы N – донорные атомы
Центральный ион Си+2 использующий эти электроны – акцептор.
Связь донорно-акцепторная. Суммарная реакция образующегося комплекса
→[Сu(NН3)4 ]+2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3d9 NН3 NН3 NН3 NН3
Наиболее распространены в живой природе тетрадетантные комплексы –порфирины.
R1 дуги- углеродные цепи соединя-
N N
R4 R2 ющие донорные атомы азота.
N N R1 R2 R3 R4 – различные
. Углеводородные радикалы
R3
Порфирины образуют довольно прочные координационные соединения. Центральный атом может выступать Мg+2- активный центр хлорофилла – зеленый пигмент растений или Fe+2 – активный центр гемоглобина. Си+2- активный центр гемоцианина.
Т.о. порфиновые комплексы входят в состав важнейших биоорганических соединений и дефицит их приводит к серьезным нарушениям в организме.
Гемоглобин состоит из комплекса – гемо связанного с белком – глобином. В гемме центральный атом является ион Fe+2 вокруг которого координируется 4N. Гемоглобин обратимо присоединяет кислород и доставляет его из легких по кровеносной системе по всем тканям.
Название комплексного аниона начинают с указания внутренней сферы:
1) начинают анион прибавляя «о» к их латинскому названию (хлоро, сульфито, нитрито)
2) называют нейтральные лиганды: NН3 – амин Н2О – аква (моно-. Ди-, тетера-)
3) называют комплексообразователь к его латинскому названию + окончание «ат» и в скобках степень окисления комплексообразователя.
4) Если ц.а. входит в состав катиона используют его русское название.
Например: К3[Fe(NН3)(СN)4 ]- тетрацианодиаминферрат (Ш) калия
(NН4)2 [Pt(ОН)2С14]- тетрахлородигидроксоплатинат (1v) аммония.
Диссоциация комплексных соединений в растворах.
Устойчивость комплексов.
Внешняя сфера связана с внутренней сферой силами электростатического притяжения и легко диссоциируют в водном растворе.
Лиганды связаны с ц.а. прочнее и образуемый распад внутренней сферы носит название вторичной диссоциации.
[Аg(NН3)2 ]С1 →[Аg(NН3)2 ]+ + С1- 1 стадия
[Аg(NН3)2 ]+ = Аg+ + 2NН3 П стадия
Или в общем виде
М + nℓ= Мℓn согласно закону действия масс равновесная константа К = [Мℓn]/[М][ℓ]n
Константа устойчивости комплекса.
Исходя из уравнения видно, чем больше концентрация комплекса
[Мℓn], тем выше равновесная константа, т.е. тем выше константа устойчивости и устойчивее комплекс.
Величина обратная Ку = 1/Ку называется константой нестойкости.
1/Ку= [М][ℓ]n/ [Мℓn] константа нестойкости комплекса.
ΔG=-RTℓnKу - энергетическая характеристика реакции образования комплекса. Устойчивость координационных комплексных соединений зависит как от природы ц.а. так и от природы лиганда. Согласно Льису катионы - кислоты
Лиганды – основания
Причем полидентантные лиганды связываются с ц.а. – гораздо сильнее, чем монодентантные. Повышенная прочность комплексных соединений с полидентантными лигандами называются хелатным эффектом.