- •Вопросы по химии к модулю №3
- •Теория кислот и оснований Бренстеда (протолитическая теория). Равновесия в сопряженной кислотно-основной паре.
- •Теории кислот и оснований: теория электролитической диссоциации Аррениуса: понятия “электролитическая диссоциация”, “электролит”. “ион”, “катион”, “анион”.
- •Ступенчатый характер диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда (формулировка и математическое выражение).
- •Константа диссоциации слабых кислот и оснований (константа кислотности Ка, константа основности Кb) как константа равновесия процесса диссоциации. Показатель константы диссоциации (рКа и рКb).
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН и рОн растворов. Расчёт рН в растворах сильных и слабых электролитов.
- •Гидролиз солей. Биологическое значение.
- •Теория строения комплексных соединений (теория Вернера): внутренняя и внешняя сфера, комплексообразователь, лиганды, координационное число, дентантность.
- •Комплексообразующая способность s-р-и d- элементов. Её причины.
- •Классификация комплексных соединений по заряду внутренней сферы и характеру лиганда.
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Диссоциация комплексных соединений в растворе, константы нестойкости и стойкости комплексных соединений.
- •Биологическая роль комплексных соединений в организме.
- •Металло-лигандный гомеостаз и причины его нарушения.
- •Роль биогенных элементов в организме: классификации, топография химических элементов, содержащихся в организме человека. Биологическая роль макро- и микроэлементов.
Классификация комплексных соединений по заряду внутренней сферы и характеру лиганда.
Классификация комплексных соединений проводится по различным признакам.
1. По заряду комплексного иона различают:
катионные [Cu(NH3)4]2
анионные [Co(NO3)6]3-
нейтральные [Pt(NH3)Cl2]0
2. По характеру лигандов различают:
акво- [Сu(H2O)4]SO4
аммино-[Cu(NH3)4]SO4
ацидо- К2[Cu(Cl)4]
гидроксо-K2[Cu(OH)4]
По структуре внутренней сферы различают внутрикомплексные(циклические) соединения.
Например, в живом организме встречаются клешневидные (хелатные) пятичленные циклы. Они образуются катионом металла и ɑ-аминокислотами. К ним относятся гемоглобин, хлорофилл, витамин В12.
Номенклатура комплексных соединений.
При составлении названия комплексных соединений руководствуются следующими правилами:
Сначала называют внутреннюю сферу.
Составные части её называют в следующей последовательности: лиганды анионы, лиганды – молекулы, комплексообразователь. Записывают формулу в обратной последовательности.
К названиям лигандов – ионов добавляют окончание «о» (Сl—хлоро-, СN— циано-). Нейтральные молекулы сохраняют свои названия, за исключением Н2О – акво, NН3 – амин.
Число лигандов указывают греческими числительными: ди, три-, тетра-, пента-,
гекса- и т.д.
В последнюю очередь называют ионы внешней сферы.
Пример: катионные –[Cu(NH3)4 ]SO4 – тетраамминокупрат (II) сульфат; анионные – Na3[Co(NO2)6] –гексанитрокобольтат (III) натрия; нейтральные [Pt(NH3)]Cl2 - дихлородиамминоплатина.
Диссоциация комплексных соединений в растворе, константы нестойкости и стойкости комплексных соединений.
Комплексные соединения-неэлектролиты в водных растворах диссоциации не подвергаются, так как у них отсутствует внешняя сфера, например [Zn(NH3)2Cl2], [Co(NH3)3(N03)3], [Pl(NH3)2Cl2],
Комплексные соединения-электролиты диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы, т.е. образуют комплексные ионы, например:
Такая диссоциация протекает почти полностью, на 100%.
Комплексные ионы в свою очередь подвергаются вторичной диссоциации, которая идет ничтожно мало:
Применяя закон действующих масс к обратимым процессам (6.1) и (6.2), получают выражения констант нестойкости комплексных ионов:
Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность (устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. В приведенных примерах комплексный ион [Ag(CN)2]_ более прочен, чем | Ag(NH3)2|+, так как имеет меньшее значение Кн.
Для характеристики устойчивости (прочности) комплексного иона применяют также величину, обратную константе нестойкости. Ее называют константой устойчивости (Куст). Величины Кн и Куст взаимосвязаны:
Для иона |Ag(NH3)2]+:
а для иона [Ag(CN)2]~:
Очевидно, чем выше Куст, тем прочнее комплексный ион и тем больше его концентрация при равновесии.
Следует подчеркнуть, что как диссоциация комплексного иона, так и его образование являются процессами обратимыми и протекают ступенчато, как у слабых электролитов. Каждой ступени соответствует определенная величина константы устойчивости - Куст1, Куст2, КуС17?. Ион [Ag(NH3)2]+ будет иметь две константы устойчивости — Куст1 и Куст2:
Общая константа устойчивости комплексного иона КуСТ равна произведению констант отдельных стадий комплексообразовапия, т.е.
У иона [Cu(NH3)2]2+ будет четыре константы устойчивости, так как комплексообразователь в четыре стадии присоединяет лиганд NH3:
Общая константа устойчивости: