Общая хар-ка элементов VIII в группы. Железо. Химическая активность. Окислительно-восстановительные св-ва. Гемоглобин и железосодержащие ферменты. Химическая сущность их действия.

В побочной подгруппе VIII группы находятся 9 элементов: Fe,Co,Ni,Ru,Rh,Pd,Os,Ir,Pt. Сходные между собой элементы этой группы образуют горизонтальные группировки-триады. Элементы Fe,Co,Ni образуют триаду железа, остальные составляют семейство платиновых Ме. По св-вам семейства отличаются. Атомы семейства железа имеют на внешнем уровне 2 электрона, которые они отдают в хим р-иях. Образуют оксиды состава RO и R₂O₃. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)₂ и R(OH)₃. Со и Ni менее реакционноспособны, чем Fe. При обычной t они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и различных р-рах. Разб HCl и H₂SO₄ легко растворяют Fe и Co, aNi лишь при t. Металлы семейства Fe при t взаимодействуют с О₂, парами воды, галогенами, S,P,Si,B и углем. Наиболее устойчивыми явл-ся соед-ия Fe(III), Co(II) и Ni(II).

Железо- блестящий серебристо-белый Ме. Обладает хорошей пластичностью. Fe, отдавая 2 внешних , проявляет СО +2; отдавая 3 - +3.

Химические свойства: С HCl и разб (приблизительно 20%-й) H₂SO₄ железо реагирует с образованием солей железа(II):

Fe+2HC→FeCl₂+H₂↑; Fe+H₂SO₄→FeSO₄+H₂↑

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й H₂SO₄ реакция протекает с образованием сульфата железа(III):

2Fe+6H₂SO₄→Fe₂(SO₄)₃+3SO₂↑+6H₂O

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Оксид железа(III) Fe₂O₃ слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, основание Fe(OH)₃, которое реагирует с к-ми: 2Fe(OH)₃+3H₂SO₄→Fe₂(SO₄)₃+6H₂O

Гидроксид железа(III) Fe(OH)₃ проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)₃+3КОН→K₃[Fe(OH)₆]

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:Fe+2FeCl₃→3FeCl₂

При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III):4FeCl₂+O₂+2H₂O→4Fe(OH)Cl₂

Наиболее важным железосодержащим белком явл-ся: гемоглобин, миоглобин, цитохромы, пероксидаза, каталаза. Гемоглобин обеспечивает внеш дыхание, являясь переносчиком кислорода от легких к тк. Миоглобин, цитохромы, каталаза обеп-т кл дыхание.

 

 

Общая характеристика элементов IB группы. Химическая активность. Кислотно-основные и окислительно -востиновительные свойства. Комплексные соединения. Химические основы применения серебра в качестве лекарственных препаратов(«серебряная марля», колларгол, протаргол) и в фармацевтическом анализе.

В IB гр нах-ся Cu, Ag, Au. Переход одного s- на внешний уровень приводит к стабилизации d-подуровня. Поэтому могут отдавать от 1 до 3 . Для Cu наиболее устойчивы степени окисления +1 и +2, для Ag +1, Au +1 и +3. Эл-ты этой гр относительно инертны. В электрохим-м ряду стоят после H₂, что проявляется в слабой восстановительной способности. Восстан-е и основные св-ва убывают то Cu к Au.

Химические свойства Cu:

Вз-ет с неМе при высоких t: 2Cu+O₂→2CuO

не реагирует с разб HCl и H₂SO₄, но раств-ся в к-тах – окислителях:

3Cu+8HNO_3(разб.)→3Cu(NO₃)₂+2NO+2H₂O

Cu+4HNO_3(конц.)→Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

Cu+2H₂SO_4(конц.)→CuSO₄+SO₂+2H₂O

Не образует р-римые галогены. Эти соли р-ряются в NH₃ и образуют комплексы: СuCl+2NH₃→[Cu(NH₃)₂]Cl

Химические свойства Ag:

потускнении Ag происходит р-ция Гепара: 4Ag+2H₂S+O₂→2Ag₂S+2H₂O

В ряду напряжений находится правее H₂, поэтому р-ряется только в кислотах - окислителях:

3Ag+4HNO_3(разб.)→3AgNO₃+NO+2H₂O

Ag+2HNO_3(конц.)→AgNO₃+NO₂+H₂O

2Ag+2H₂SO_4(конц.)→Ag₂SO₄+SO₂+2H₂O

Металлическое Ag реагирует только с окисляющими конц HNO₃ и H₂SO₄ к-тами: 2Ag+2H₂SO₄→Ag₂SO₄+SO₂+2H₂O

Химические свойства Au:

Р-рим только в смеси конц HCl и HNO₃ кислот ("царской водке"): Au+HNO₃+4HCl→H[AuCl₄]+NO+2H₂O

Реагирует с галогенами при t: 2Au+3Cl₂→2AuCl₃

Применение Ag в медицине:

Препараты коллоидного мет-го серебра протаргол(8%) и колларгол (70%), предст содой мелкодисперсные порошки с металлическим блеском, С белковой оболочкой из альбумина (протаргол) или коллагена (колларгол). Оболочка защищает кристаллики от слипания и обеспечивают их переход в водную среду. Преп-ы серебра прим как противовосп, антинепт и вяжущие ср-ва.

КС меди:

Для ионов Сu₂+ хар-но образ-ие КС, напр К₂[Сu(СN)₄]-тетрациано-купрат (II) калия:СuСl₂+4КСN=К₂[Сu(СN)₄]+2КСl

Аммиачный комплекс: Сu(ОН)₂+4NH₃=[Сu(NH₃)₄](ОН)₂ - темно-синей

Р-римость Cu(OH)₂ в щелочах также связана с обр-ем КС: Cu(OH)₂+2NaOH=Na₂[Cu(OH)₄]

При растворении образуются аквакомплексы меди: CuSO₄+6H₂O=[Cu(H₂O)₆SO₄] – голубого цв

 

Кобальт и никель. Важнейшие соединения кобальта II, кобальта III, и никеля II. Образование КС. Кофермент В₁₂.

Ко́бальт — элементVIIIB группы 4 периода ПС.Серебристо-белый.

Оксид кобальта(II), CoO - амфотерный оксид, вытесняет аммиак из теплых р-ров солей аммония; при сплавлении с избытком щелочи обр-тся кобальтиты ярко-синего цв, в р-рах - гидроксокобальтаты. Можно получить, прокаливая соединения кобальта (II) 2Со(ОН)₂ + O₂ → Co₂O₃ + Н₂O

Гидроксид кобальта(II) Co(OH)₂,- сущ-ет в 2х модификациях, слабо р-рим в воде, р-ряется в теплых конц р-рах щелочей, мин-х к-тах и большинстве органич-х к-т. Co(OH)₂ катализирует окисление Na₂SO4 кислородом воздуха.
Соли кобальта(II) получают при обработке CoO или Co(OH)₂ разл-ми к-тами. Соли сил к-т в большинстве р-римы, р-ры имеют кислую реакцию благодаря гидролизу. Разб р-ры солей содержат катион [Co(H₂O)₆]²⁺ розового цвета. Такова же окраска кристаллогидратов, безводные соли - синего цвета.

Соединения кобальта (III) образуются только с фтором. 2Co + 3F₂ → CoF₃, но, Co + Cl₂ → CoCl₂

КС кобальта: Знач-о стабильнее амминные комплексы трехвалентного кобальта, кот можно получить действием аммиака на р-ры солей кобальта в присутствии окисл-й. Так, известны гексамминные комплексы с катионом [Co(NH₃)₆]³⁺ (эти комплексы желтого или коричневого цв получили название лутеосолей), аквапентамминные комплексы красного или розового цв с катионом [Co(NH₃)₅H₂O]³⁺ (так наз розеосоли).

Оксид никеля (II) NiO.Мало р-рим в воде. Обладает основными св-вами. Р-ряется в к-тах. Восст-ся H₂ при t. Получают прокаливанием нитрата, карбоната, сульфата никеля (II) или оксидов Ni₂О₃, Ni₃О₄, NiО₂. Прим в кач-ве катализатора и зеленого пигмента в керамической промышленности.

Гидроксид никеля (II) Ni(OH) ₂ Мало р-рим в воде и щелочах. При нагревании превращ в NiO. Обладает основными св-вами. Устойчив на воздухе и окисляется только энергичными окислителями.

Сульфид никеля (II) NiS. Мало р-рим в воде и HCl. Превращ в NiO при прокаливании на воздухе. Восст-ся H или C при нагревании. Получают взаимодействием элементов при нагревании. Применяют как катализатор.

Сульфат никеля (II) NiSO₄. Р-ряется в воде. Разлагается при высокой t. Восст-ся H, Al и Mg при t.

КС никеля: Для никеля хар-о обр-ие комплексов. Так, катион Ni²⁺ с аммиаком образует гексаамминовый комплекс [Ni(NH₃)₆]²⁺ и диакватетраамминовый комплекс [Ni(NH₃)₄(Н₂О)₂]²⁺. Эти комплексы с анионами образуют синие или фиолетовые соединения. При действии фтора F₂ на смесь NiCl₂ и КСl возникают КС, содержащие никель в высоких степенях окисления: +3 - (K₃[NiF₆]) и +4-(K₂[NiF₆]).

Кофермент В₁₂

Кофермент В12 явл коферментом ферментов, участвующих в переносе одноуглеродных фрагментах, обмене метионина и др соед-ий. Недостаток в рационе вит В12, вызывающий в орг-ме дефицит кофермента В12, клинически проявляется анемией.