Біогенні елементи. Комплексоутворення у біологічних системах.

1. Біогенні елементи. Характерні реакції іонів деяких макро- та мікроелементів.

1. Біогенні елементи. Макро- і мікроелементи.

2. Властивості та біологічна роль деяких s-елементів (калій К, натрій Na, кальцій Са, магній Мg).

3. Властивості та біологічна роль деяких р-елементів (фтор, хлор, бром, йод).

4. Властивості та біологічна роль деяких d-елементів (залізо, марганець).

2. Комплексоутворення в біологічних системах. Визначення загальної твердості води.

1. Комплексні сполуки. Координаційна теорія А.Вернера.

2. Поняття про металовмісні біокомплекси.

3. Комплексони. Трилон Б та механізм його взаємодії з 2- і 3-зарядними іонами металів.

4. Вплив реакції середовища на взаємодію іонів металів з трилоном Б.

5. Індикатори методу комплексонометрії та механізм зміни їх кольору.

6. Твердість води та методи її усунення. Визначення загальноїі твердості води..

7. Санітарно-гігієнічна оцінка якості питної води за твердістю. Застосування трилону Б в медицині.

У живих організмах людини і тварин за допомогою різних фізико-хімічних і хімічних методів виявлено понад 80 хімічних елементів, що надходять в організм разом з водою і їжею. Вони входять до складу різних біологічних систем і відіграють певну фізіологічну роль.

Засновник біогеохімії акад. В. Вернадський, вивчаючи розподіл хімічних елементів у земній корі, вперше обгрунтував роль живої речовини в міграції елементів та показав значення хімічних елементів для життєдіяльності та еволюції організмів людини та тварин. Організм вибірково асимілює з біосфери певні хімічні елементи. При цьому їх концентрація залежить від розчинності сполук цього елемента середовищі існування організму, а також заряду ядра даного елемента.

• 47 хімічних елементів є постійно, тому вони називаються біогенними.Найважливішими є хімічні елементи, що становлять 97,5 % від загальної маси організму. Це шість елементів О, С, Н, N, P, S, які є органогенними елементами.

Залежно від кількісного вмісту всі біоелементи А. Виноградов розділив на макро-, мікро- і ультрамікроелементи.

• До макроелементів, крім елементів-органогенів, відносять елементи:

натрій Na, калій K, кальцій Ca, магній Mg, хлор Cl.

вміст яких в організмі становить 0,01 % і більше маси тіла

Макроелементи виконують роль пластичного матеріалу.

• Мікроелементи – 10^-3–10^-5 %.

ферум Fe, йод J, флуор F, цинк Zn, купрум Cu, манган Mn, кобальт Co,

хром Cr, нікол Ni, молібден Mo, алюміній Al

Мікроелементи входять до складу ферментів, вітамінів, гормонів.

• Ультрамікроелементи – Au, Hg, Tl

Вміст біометалів в організмі

Біометал	% мас.	г/70 кг
Кальцій Ca	1,5	1050
Калій K	0,35	245
Натрій Na	0,15	105
Магній Mg	0,05	35
Ферум Fe	0,01	5

s-елементи Na, K, Ca, Mg

• Na – e = Na+

Солі натрію в організмі знаходяться переважно в розчинному стані в плазмі крові, в лімфі, в лікворі, в травних соках. В клітинах натрію значно менше, зосереджується в позаклітинних зонах. Натрій відіграє важливу роль у затриманні води в організмі. 1 г натрію може затримати до 25 г води.

Йому належить важлива роль у перерозподілі води між клітинами i рідинами організму, а також в регуляції обміну води в цілому. Натрій хлорид є основним матеріалом, з якого утворюється соляна кислота. В цьому процесі беруть також участь хлориди калію, кальцію та магнію. Ці солі відіграють найбільшу роль в осмотичних процесах. Іони натрію також необхідні для нормальної збудливості м'язів.

Солі калію, як і натрію, добре розчинні у воді, вони є у всіх тканинах організму. На відміну від натрію, калій в більших кількостях міститься в клітинах, тому натрій звичайно звуть екстрацелюлярним, а калій iнтpaцелюлярним елементом. Так, наприклад, з 8 - 9 г калію, що є в крові, 95 - 96% знаходиться в еритроцитах i лише 3 - 5% у плазмі. Багато калію в травних соках. Іони калію посилюють функції парасимпатичної нервової системи i зменшують збуджуючий вплив натрію на м'язи. Калій посилює дію ацетилхоліну на нервові закінчення в м'язах.

Загальна характеристика s – елементів І А групи. Лужні метали.

1. Загальна характеристика елементів І А групи.

2. Хімічні властивості сполук.

3. Біологічна роль елементів І А групи та їх використання у медицині і фармації.

1. Загальна характеристика елементів І А групи.

Головна підгрупа першої групи періодичної системи включає елементи літій, натрій, калій, рубідій і цезій, а також дуже нестабільний елемент францій. Всі ці елементи об’єднують під спільною назвою лужні метали, так як гідроксиди двох головних представників цієї групи – натрію і калію – здавна були відомі під назвою лугів. З цих лугів, піддаючи їх у розплавленому стані електролізу Деві в 1807 році вперше добув вільні калій і натрій.

У зовнішньому електронному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації. Однозарядні позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко.

Однакова будова не тільки зовнішнього, а й передостанього електронного шару атомів усіх лужних металів, крім літію, зумовлює велику подібність властивостей цих елементів. В той же час збільшення заряду ядра і загального числа електронів в атом при переході згори вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їхніх властивостях: більш легке віддавання валентних елктронів і посилення металічних властивостей із збільшенням порядкового номера.

	t атома, А°	t Е^+, А°	Еіоніз., еВ
Li	1.55	0.68	5.39
Na	1.89	0.98	5.14
K	2.36	1.33	4.34
Rb	2.48	1.49	4.18
Cs	2.68	1.65	3.89
Fr	2.80	1.87	3.98

Порівняно з елементами інших підгруп у елементів першої групи головної підгрупи найнижчі перші енергії іонізації, а розміри атомів й іонів найбільші. Отже, у них найбільш виражені металічні властивості і вони проявляють ступінь окиснення СО тільки +1, Найнижчу енергію іонізації серед лужних, як і серед інших металів, має францій, тому за своїми хімічними властивостями він є найактивніший метал.

У вигляді простих речовин лужні метали – це сріблясто-білі метали ( виняток цезій Cs – золотисто-жовтий) з об’ємно центрованою кристалічною решіткою.

Li	r=0.53г/см^3	Тпл = 179°С	Ткип = 1350°С
Na	0.97	98	900
K	0.85	63	776
Rb	1.50	39	689
Cs	1.9	29	666

Як видно з приведенням даних густина металів невелика (Li, Na, K легші за воду), температури плавлення і кипіння невисокі. Ці метали дуже м’які, легко ріжуться ножем.

Всі лужні метали дуже реакційноздатні і на повітрі одразу окислюються; цезій і рубідій самозаймаються. Тому всі вони зберігаються під шаром гасу або парафінової олії.

Натрій енергійно взаємодіє з водою і навіть плавиться завдяки теплоті, яка виділяється внаслідок реакції, однак водень, який виділився не загоряється навіть при доступності повітря, якщо тільки кулька натрію може вільно рухатися по поверхні води. Калій реагує з водою настільки активно, що водень, який виділяється при контактуванні з повітрям зразу займається. Ще більш чіткі відмінності між обома елементами спостерігаються в їх відношенні до брому і йоду. Натрій реагує з бромом при кімнатній температурі лише з поверхні; а з йодом його обережно можна навіть силавити без видимої взаємодії. Якщо ж в рідкий бром вкинути шматок калію, то відбувається сильний вибух; це ж спостерігається при нагріванні калію з йодом.

Поширення. Завдяки надзвичайній схильності до окиснення лужні метали ніколи не зустрічаються у вільному стані, а лише включно у формі своїх сполук. Однак, саме в такому вигляді натрій і калій належать до найбільш поширених елементів. Їх вміст в земній корі складає » 2,4 – 2,6%. Натрій виявлено в атмосфері Сонця і міжзірковому просторі. Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам’яна сіль, галіт), Na₂SO₄ × 10H₂O (мірабіліт, глауберова сіль), Na₃AlF₆ (кріоліт), Na₂B₄O₇ × 10H₂O (бура); він входить у склад багатьох природніх силікатів і алюміносилікатів. Сполуки натрію містяться в рослинних і тваринних організмах, в останньому випадку головним чином у вигляді NaCl. В крові люлюдини іони Na⁺ складають 0,32%, в кістках = 0,6%, в м’язевій тканині 0,6 –1,5 %.

Найбільш важливими мінералами калію є: сильвін KCl, сильвініт KCl×NaCl, карналіт KCl×MgCl₂×6H₂O, каїніт KCl×MgSO₄×3H₂O.

В морській воді K і Na містяться у співвідношенні 1 : 40.

К міститься в попелі рослин у вигляді карбонату (поташу). І навпаки, вміст натрію у попелі материкових рослин незвичайний. Тільки прибережні і морські рослини містять великі кількості натрію, головним чином у вигляді органічних сполук. Окремі рослини містять також помітні кількості літію, наприклад, тютюн.

Добування і застосування. Лужні метали Li і Na добувають електролізом їхніх розплавлених гідроксидів, хлоридів або легкоплавких сумішей хлоридів.

Найважливішою областю застосування літію є атомна енергетика. Його використовують як джерело отримання тритію; , а також, як теплоносій в атомних реакторах.

Натрій використовується в металотермії. Металічний натрій і його рідкий сплав з калієм використовують в органічному синтезі. Як відновник використовується часто амальгама натрію. Як теплоносій застосовується в ядерних енергетичних установках, в клапанах авіаційних двигунів, в хімічних виробництвах (для рівномірного нагріву в області 450 - 650°С).

Загальні фізичні властивості.

· Електропровідність.

Лужні метали за електропровідністю поступаються лише сріблу. Найкращий провідник серед лужних металів – натрій – має опір, який майже в 3 рази перевищує опір срібла.

· Пари металів.

Лужні метали в пароподібному стані в основному одноатомні. Це було спочатку встановлено шляхом визначення відношення питомих теплоємкостей. Однак пізніше визначення густини парів показано, що в основному в саме легких лужних металів відбувається помітна асоціація атомів в двохатомні молекули (існування їх вперше встановлено спектроскопічно). Для парів натрію при атмосферному тиску і температурі кипіння натрію ступінь асоціації складає 16%. Пари лужних металів інтенсивно забарвленні. Пари натрію мають пурпурове забарвлення, подібне до забарвлення розведеного розчину KMnO₄. калій в парах забарвлений в синьо-зелений колір

Лужні метали або їх не дуже важколетні сполуки забарвлюють полум’я газового пальника в характерні кольори:

Li – карміново-червоний;

Na – жовтий;

K, Pb, Cs – фіолетовий.

Хімія літію та його сполук.

Літій від інших лужних металів відрізняється більшим значенням енергії іонізації і невеликим розміром атома та іона. Літій за властивостями нагадує магній (діагональна періодичність в періодичній системі).

Для літію характерне утворення іонного зв’язку. Тому координаційне число Li в сполуках на відміну від інших елементів 2 – го періоду більше, ніж 4. Разом з тим, внаслідок невеликого розміру іон Li²⁺ характеризується високою енергією сольватації, а в літій – органічних сполуках утворює ковалентний зв’язок.

За вийнятком LiF всі галогеніди розчинні у воді.

Взаємодія з водою. Енергійно Li розкладає воду:

Гідроксид літію – безколірна, гігроскопічна (але найменше серед гідроксидів лужних металів) речовина розчинна у воді. Сильна основа. Однак по розчинності у воді, спирті і силі LiOH поступається гідроксидам І А групи і скоріше нагадує гідроксиди лужноземельних металів, зокрема при нагріванні розкладається:

,

Літій легко взаємодіє з кислотами, утворюючи солі.

Солі літію за вийнятком LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄ є розчинними у воді.

Хімія натрію та його сполук.

За хімічними властивостями натрій – дуже активний метал. На повітрі одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти окиснення. При звичайній температурі самозаймається в атмосфері хлору і брому. При невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з рідким бромом, S, I₂, H₂. з металами утворює інтерметалічні сполуки: NaSn₆, NaSn₄, NaSn₃ та інші.

Для натрію (І) найбільш характерні іонні сполуки. Його сполуки мають кристалічну будову, в розплавленому і розчинному стані є електролітами, добре розчиняються у воді. Важкорозчинними є нечисленні похідні із складними аніонами, наприклад Na[Sb(OH)₆], порівняно незначно розчинним є гірокарбонат натрію.

Оскільки поляризуюча дія іона Na⁺ незначна, то комплексні сполуки для натрію нехарактерні. Навіть аквакомплекси малостійкі. Тому більшість його солей кристалогідратів не утворюють. Відносно стійкими є кристалогідрати: Na₂SO₄ × 10H₂O, Na₂CO₃ × 10H₂O; але є тектогідратами, тобто мають структуру льоду, яка стабілізується внаслідок стягування електростатично взаємодіючих між собою позитивно і негативнозаряджених іонів.

1. Гідриди (взаємодія з воднем):

(при невеликому нагріванні).

2. Взаємодія з киснем.

Утворення пероксидів характерно:

(пероксид);

(оксид).

Оксид утворюється тільки при відновленні пероксиду натрію металічним натрієм.

Із сполук з киснем відомі малостійкі азонід NaO₃ і надпероксид NaO₂.

Пероксиди реагують з водою і кислотами:

Реагує з моно- і диоксидами вуглецю:

Остання реакція використовується в дихальних апаратах, які використовуються пожежниками і водолазами, а також для збагачення або оновлення повітря в приміщеннях, наприклад на підводних човнах.

3. Взаємодія з водою.

З інших хімічних методів гідроксид натрію отримують вапновим способом:

Гідроксид натрію – сильна основа, добре розчинна у воді, етанолі; не розкладається при нагріванні (на відміну від LiOH).

Солі натрію.

Добре розчинні у воді (за винятком NaHCO₃, який слабо розчинний). Отримати солі можна багатьма хімічними реакціями. Солі всі безбарвні.

Гідрокарбонат натрію розкладається при нагріванні:

Аналітична реакція на Na⁺.

При дії гексагідроксоантимонату калію на нейтральний або слабколужний розчин солі Na⁺ випадає білий зернистий осад гексагідроксоантимонату (V) натрію:

Хімія елементів підгрупи калію та їхніх сполук.

Елементи підгрупи калію - K, Pb, Cs – найбільш типові металічні елементи – катіоногени. При підвищені порядкового номера ця ознака в в елементів посилюється. Для них найбільш характерні сполуки з переважно іонним типом зв’язку. Внаслідок незначної поляризуючої дії іонів (малий заряд, стійкість електронної структури, великі розміри), комплексоутворення з неорганічними лігандами для K⁺, Pb⁺, Cs⁺, Fr⁺ нехарактерне, навіть кристалогідрати для них майже невідомі.

Калій і його аналоги – винятково реакційноздатні метали. На повітрі калій одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти взаємодії; цезій і рубідій самозаймаються. Калій і елементи його підгрупи розміщуються на початку ряду напруг. Взаємодія калію з водою супроводжується самозайманням водню, який виділяється, а взаємодія Pb, Cs – навіть вибухом.

Взаємодія з воднем. При нагріванні калій і його аналоги легко взаємодіють з воднем, утворюючи гідриди:

2К + Н₂ = 2КН

Гідриди лужних металів – сильні відновники. При нагріванні, а також при дії води і кислот гідриди розкладаються з виділенням водню:

КН + Н₂О = КОН + Н₂

КН + НСl = КСl + Н₂

(як основи себе ведуть).

Взаємодія з киснем. При горінні в струмені кисню калій і його аналоги утворюють надпероксиди:

КО₂ RbO₂ СsO₂

Оранж. Темно-коричн. Жовтий

К + О₂ = КО₂

Непрямим шляхом можна отримати пероксиди Е₂О₂, які є менш стійкі, ніж пероксид натрію Na₂O₂.

Пероксиди і надпероксиди – сильні окиснювачі. Водою, а тим більше розведеними кислотами вони легко розкладаються:

2КО₂ + 2Н₂О = 2КОН + Н₂О₂ + О₂

Ще більш сильними окиснювачами є озоніди ЕО₃.

Вони утворюються при дії озону на тверді гідроксиди:

4KOH + 4O₃ = 4KO₃ + O₂ + 2H₂O.

При зберіганні озоніди поступово розкладаються вже за звичайних умов:

2KO₃ = 2KO₂ + O₂, DG°₂₉₈ = -86кДж/моль,

а у воді вони інтенсивно і бурхливо виділяють кисень:

4КО₃ + 2Н₂О = 2К⁺ + 2ОН^- + 5О₂.

Оскільки пероксиди і надпероксиди є достатньо легкоплавкі, то вони часто входять в склад окиснюючих сумішей.

Оксиди. При відновленні пероксидів ЕО₂ металами отримують оксиди:

КО₂ + 3К = 2К₂О.

К2О Rb2O Cs2O

Білий жовтий оранжевий

Оксиди калію і його аналогів – дуже реакційноздатні речовини, енергійно взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди. Про посилення хімічної активності в ряду Li₂O – Na₂O – K₂O – Rb2O – Cs₂O можна говорити за зміною значень енергії Гіббса для реакції:

1/2 ЕО_2(к) + 1/2Н₂О_(г) = ЕОН _(к),

DG LiOH NaOH KOH RbOH CsOH

¯ -46,8 -77,6 -102,4 -104,5 -104,5 кДж/моль.

Це й ж приклад свідчить і про значну відмінність властивостей при переході від Li до Na і від Na до K, а також про більшу подібність властивостей K, Rb і Cs.

Взаємодія з водою. Гідроксиди.

Взаємодія калію з водою супроводжується навіть вибухом.

Гідроксиди КОН, RbOH, CsOH - безколірні, дуже гігроскопічні речовини. При прокалюванні вони, подібно до NaOH, піддаються дистиляції без розкладу. Вони добре розчинні у воді і при цьому виділяється значна кількість тепла. У водних розчинах ЕОН, подібно до NaOH, іонізовані або дисоційовані майже повністю і є дуже сильними основами – лугами – КОН, RbOH, CsOH. Найбільше значення серед них має гідроксид калію (їдке калі) КОН. Його отримують електролізом водного розчину KCl.

Солі лужних металів.

На відміну аналогічних солей Li+ і Na+ такі ж сполуки елементів підгрупи калію як перхлорати ClO₄, хлороплатинати E₂PtCl₆, нітритокобальтати E₂[Co(NO₂)₆] та деякі інші є важкорозчинними.

З численних похідних елементів підгрупи калію найбільше значення мають похідні калію. Близько 90% отримуваних солей калію використовуються як добрива (у вигляді KNO₃, KCl, K₂SO₄ та ін.). сполуки калію застосовуються також у виробництві скла, мила та ін.

Хлорид калію KCl застосовують у медицині: різноманітні розчини: ін’кційні, діалізні і т.д.

KNO₃ – не гігроскопічний (на відміну NaNO₃) і тому застосовується для виробництва пороху.

K₂CO₃ – поташ, добре розчинний у воді, гігроскопічний.

Аналітична реакція на К⁺. К⁺ можна виявити, осаджуючи його у вигляді перхлорату калію:

KCl + NaClO₄ = KClO₄¯ + NaCl.

Білий крист.

Чутливою є реакція з гексанітритокобальтатом (ІІІ) натрію:

3KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] = 3NaCl = K₃[Co(NO₂)₆]¯

жовтий крист. осад

Гідратація іонів лужних металів у водних розчинах.

Енергія, яка виділяється при гідратації іонів, називається енергією гідратації або теплотою гідратації.

	Li^+	Na^+	K^+	Pb^+	Сs^+
Qгідр., ккал/моль	112	99	82	77	71
Чіона, А°	0.78	0.98	1.33	1.49	1.65

Взаємодія лужних металів з аміаком. В рідкому NH₃ лужні метали розчиняються з утворенням темно-синього ззабарвлення. В більшості випадків вважають, що ці розчини є колоїдними за природою. При пропусканні над розплавленими лужними металами газоподібного аміаку утворюються аміди:

2Na + 2NH₃ ® 2NaNH₂ + H₂

Біологічна роль елементів ІА групи та їх використання у медицині і фармації.

Фізіологічне значення іонів K⁺ i Na⁺ пов’язане із їх різною здатністю до адсорбції. Сполуки натрію незначно адсорбуються, тоді як калію – міцно утримуються різними сорбентами.

Мембрани клітин, будучи поверхнею розділу клітина – середовище, проникні є для іонів K⁺ , внаслідок чого внутрішньоклітинна концентрація K⁺ значно вища, ніж іонів Na⁺ . в той же час в плазмі крові концентрація Na⁺ перевищує вміст в ній калію. З цією обставиною пов’язують виникнення мембранного потенціалу клітин. Іони K⁺ i Na⁺ - одні з головних компонентів рідкої фази організму. Їх співвідношення з іонами Са²⁺ строго визначене, а його порушення приводить до патології. Введення іонів Na⁺ в організм не викликає помітного шкідливого впливу. Підвищений же вміст іонів K⁺ є шкідливим, але за звичайних умов ріст його концентрації ніколи не досягає небезпечних величин.

Іони калію разом з іонами натрію беруть участь в проведенні нервового імпульсу по системі нейронів. Нормальний ритм м’язевої роботи організму, наприклад, скорочення серця, підтримуються при певному співвідношенні іонів калію і натрію.

Розчин KMnO₄ використовують, як знезаражувальий засіб.

Рубідієві препарати інколи застосовують в медицині як снодійні і знеболюючі засоби у лікуванні окремих форм епілепсії.

Серед сполук Cs для медицини представляє інтерес ізотоп . При радіоактивному лікуванні злоякісних пухлин він має переваги перед використовуваним , так як має в 4 рази менш жорстке g - випромінювання і більш довгий період напіврозпаду.

З’явилися публікації, в яких стверджується, що радіоактивність Fr може бути корисною при діагностиці онкологічних захворювань: він вибірково здатний накопичуватися в пухлинах на ранніх стадіях їх розвитку.

NaCl – ізотонічний розчин, ін’єкційні та інфузійні розчини.

NaHCO₃ – для зниження кислотності шлунка.

Літій Li як мікроелемент необхідний для нормальної діяльності організму. Сполуки Li - для лікування подагри. Велика концентрація Li в організмі – токсична.

Хімія елементів ІІА групи. Лужноземельні метали.

1. Загальна характеристика елементів ІІ А групи.

2. Хімічні властивості берилію, магнію та елементів підгрупи кальцію

3. Біологічна роль кальцію. Застосування Mg, Ca, Ba в медицині та фармації

1. Загальна характеристика елементів ІІАгрупи.

До s – елементів ІІ групи належать типові елементи – берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Деякі константи цих сполук наводимо:

	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
Валентні електрони	2s^2	3s^2	4s^2	5s^2	6s^2	7s^2
rатома, нм	0.113	0.160	0.197	0.215	0.221	0.235
rіона, Е^2+, нм	0.034	0.074	0.104	0.120	0.133	0.144
E2іоніз,еВ	18.21	15.03	11.87	11.03	10.00	10.15

У відповідності з будовою валентного електронного шару s елементи ІІ групи проявляють ступінь окиснення +2. Як і в інших головних підгрупах, в ряду розглянутих елементів із збільшенням порядкового номера енергія іонізації атомів зменшується, радіуси атомів та іонів збільшуються, металічні властивості хімічних елементів посилюються.

Головні представники цієї підгрупи – кальцій, стронцій і барій відомі під загальною назвою лужноземельних металів.

Назву “лужноземельні” ці метали отримали тому, що їх оксиди за своїми хімічними властивостями є проміжними між лугами (тобто оксидами і гідроксидами лужних металів) і “землями” (тобто оксидами таких елементів, типовим представником яких є алюміній – головна складова частина глин). Внаслідок цього перехідного положення оксидам кальцію, стронцію і барію і дали назву “лужні землі”.

Перший елемент цієї підгрупи, берилій (якщо не брати до уваги його валентність), за своїми властивостями набагато ближчий до алюмінію, ніж до вищих аналогів своєї підгрупи. Другий елемент цієї підгрупи, магній, також в окремих відношеннях значно відрізняється від лужноземельних металів у вузькому значенні цього терміну. Деякі окремі реакції зближують його з елементами побічної підгрупи другої групи, особливо з цинком (так сульфати магнію і цинку MgSO₄ i ZnSO₄ на противагу сульфатам лужноземельних металів легко розчинні, ізоморфні один одному і утворюють аналогічні по складу подвійні солі).

Вважкий (r = 6 г/см³) з елементів другої групи – радій – за своїми хімічними властивостями, відповідає типовим представникам лужноземельних металів. В зв’язку з особливостями його поширення в природі, а також внаслідок найбільш характерної його властивості – радіоактивності (звідки й пішла його назва) доцільно відвести йому особливе місце. За виключенням радію, всі елементи лужноземельної підгрупи належать до легких металів. Легкими називаються метали, густина яких не перевищує 5 г/см³:

	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
r, г/см^3	1.85	1.74	1.54	2.63	3.76	~6

За своєю твердістю метали головної підгрупи ІІ групи значно переважають лужні метали. Найбільш м’який з лужноземельних металів, барій (властивості якого найбільш близькі до лужних металів), володіє приблизно твердістю свинцю.

Їх типова валентність ІІ (лише в виняткових випадках вони бувають одновалентними) заставляє віднести всі ці метали до головної підгрупи ІІ групи. Крім того всі вони вмявляють сильно електропозитивний характер, який визначається їх положення в лівій частині електрохімічного ряду напруг, а також сильною спорідненістю до електронегативних елементів.

Всі метали розкладають воду. Однак дія берилію і магнію на воду протікає дуже повільно внаслідок малої розчинності гідридів, які утворюються в результаті цієї реакції. Наприклад для магнію:

Mg + 2H2O = Mg(OH)₂ + H₂

Гіроксиди магнію і берилію, утворившись на поверхні металів Be і Mg, закривають металічну поверхню від доступу води. Тому навіть маленькі шматки стружки магнію необхідно витримати при кімнатній температурі в контакті з водою протягом декількох діб, перш ніж вони перетворяться в гідроксид магнію. лужноземельні метали реагують з водою значно енергійніше, що пояснюється кращою розчинністю їх гідроксидів:

	Be(OH)2	Mg(OH)2	Ca(OH)2	Sr(OH)2	Ba(OH)2
S, моль/л	8 × 10^-6	5 × 10^-4	2 × 10^-2	7 × 10^-2	2 × 10^-1

Гідроксид барію розчиняється найлегше (барій реагує енергійно із спиртом). У порядку зростання розчинності гідроксидів зростає їх основний характер – від амфотерного гідроксиду берилію до сильної основи – гідроксиду барію – їдкого барію. Оксиди лужноземельних металів реагують з водою з утворенням гідроксидів.

Цікавою особливістю елементів головної підгрупи ІІ групи є сильна спорідненість до азоту. Схильність до утворення споук з азотом зростає в цих елементів із збільшенням порядкового номера. У власне лужноземельних елементів ця тенденція настільки велика, що останні повільно сполучаються з азотом вже при звичайній температурі (незначному нагріванні), утворюючи нітриди:

Лужноземельні метали, подібно до лужних металів, сполучаються з воднем, утворюючи гідриди, наприклад:

Са + Н₂ = СаН₂

Всі елементи головної підгрупи другої групи утворюють безколірні іони, які мають заряд +2:

Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ra²⁺.

Безколірними є всі солі лужноземельних металів, якщо вони не є похідними аніонів.

Багато солей лужноземельних металів є важкорозчинними у воді. У зміні розчинності цих солей часто виявляється певна закономірність: так, у сульфатів розчинність швидко зменшується у підгрупі зверху вниз. Більшість солей, утворених лужноземельними металами із слабкими кислотами і з кислотами середньої сили, розчиняються важко, наприклад, фосфати, оксалати, карбонати; деякі з них, однак, легко розчинні; до останніх належить сульфіди, ціаніди, роданіди і ацетати. Внаслідок ослаблення основного характеру гідроксидів при переході від Ва до Ве в цій же послідовності зростає ступінь гідролізу їх іонів в сполуках, наприклад, карбонатів. В цьому ж напрямку змінюється і їх термічна стійкість. Тоді як карбонат барію навіть при температурі білого каління розкладається далеко не повністю, карбонат кальцію можна повністю розкласти на СаО і СО₂ вже при порівняно слабкому прожарюванні, а карбонат магнію розкладається ще легше.

Сполуки елементів головної ІІ групи, за винятком берилію і радію, поширені в природі. Кальцій і магній належать до найбільш поширених елементів (Са – 3,4% Mg – 2,0%, в земній корі). Але завдяки великій хімічній активності елементи лужноземельної групи ніколи не зустрічаються у вільному стані, а завжди у вигляді сполук.

Карбонати кальцію і магнію:

1. CaCO₃ – (мармур)

2. CaSO₄ – агідрит

3. BaSO₄ – важкий шпат

4. CaCO₃ – (вапняк, крейда)

5. CaCO₃ × MgCO₃ – доломіт

6. MgCO₃ – магнезит, гіркий шпат або тальковий шпат

7. CaSO₄ × 2H₂O – (гіпс, алебастр)

8. 3Ca₃(PO₄)₂ × Ca(F,Cl)₂ – апатит

9. BeAl₂[Si₆O₁₈] – берил, смарагд і аквамарин – різновиди берилу

Радій міститься в мізерних кількостях в рудах урану.

Прості речовини. Елементи головної підгрупи ІІ групи представляють собою сірі або білі метали (блискучі на свіжому розрізі або зломі, які швидко тм’яніють на повітрі. Хімічна активність металів зростає від Ве до Ва, і тому вже Са, Ва, Sr зберігають в посуді під шаром гасу, тоді як магнійова стружка та Ве захищаютьсебе оксидними плівками.

Магній (у вигляді стрічки або порошку) при займанні горить сліпучо білим полум’ям з виділенням білого диму. Світло, яке вилучається магнієм при горінні, багате фотохімічно активним промінням. Це використовується у фотографії (миттєва зйомка при світлі магнію).

Дуже важлива особливість магнію помічена в розчині ефіру:

СН₃

СН₃І + Mg ® Mg

І

В рідкому аміаку лужноземельні метали, як і лужні, утворюють темно-сині розчини. Після відгонки з цих розчинів аміаку залишаються тверді продукти, які мають мідний аж до золотистого блиск і є аміакатами типу [Ca(NH₃)₆], [Sr(NH₃)₆], [Ba(NH₃)₆]. В присутності каталізаторів аміакати розкладаються з утворенням амідів:

Ca(NH₃)₆ = Ca(NH₂)₂ + 4NH₃ + H₂

Аміди при нагріванні у вакуумі можуть переходити в жовті іміди:

Ca(NH₂)₂ = CaNH + NH₃

Хімічні властивості берилію та його сполук.

Берилій є типовим амфотерним елементом: в звичайних умовах він не утворює простих іонів; для нього характерні комплексні іони, як катіонного так і аніонного типу. В усіх стійких сполуках ступінь окиснення берилію +2. Для Ве(ІІ) найбільш характерне координаційне число 4 (sp³ – гібридизація валентних орбіталей).

При нагріванні берилій згоряє в кисні і на повітрі; взаємодіє з сіркою, азотом. З галогенами реагує при слабкому нагріванні або при звичайній температурі. BeO, BeS, Be₃N₂, BeCl₂, BeF₂, BeI₂, BeBr₂.

Захисна оксидна плівка перешкоджає взаємодії берилію з водою. Але, подібно до алюмінію, він реагує з кислотами і лугами:

В концентрованих колоїдних HNO₃ i H₂SO₄ берилій (як і Al) пасивується.

Більшість неорганічних сполук Ве(ІІ) є в звичайних умовах полімерними і є кристалічними речовинами білого кольору. Координаційне число незалежно від типу кристалічної решітки у берилію рівне 4. У кислих водних розчинах іони Ве²⁺ знаходяться у вигляді міцних аквакомплексів [Be(H₂O)₄]²⁺; в сильно лужних розчинах – в вигляді іонів [Be(OН)₄]²⁺.

Оксид ВеО. При сплавлянні реагує з основними і кислотними оксидами:

BeO + SiO₂ = BeSiO₃

основний

BeO + Na₂O = Na₂BeO₂

Кислотний

При нагріванні взаємодіє з кислотами ілугами:

BeO + 2H⁺ + 3H₂O = [Be(OH₂)₄]²⁺,

Основний

BeO + 2OH^- + H₂O = [Be(OH)₄]²⁺.

Гідроксид Ве(ОН)₂ – полімерна сполука, нерозчинна у воді.

Найбільше значення має хлорид і фторид: BeCl₂ i BeF₂. Амфотерність BeHal₂ найбільш чітко проявляється у фториду. Так при нагріванні BeF₂ з основними фторидами утворюються фтороберилати:

2KF + BeF₂ = K₂[BeF₄]

При взаємодії з кислотними фторидами утворюються солі берилію:

BeF₂ + SiF₄ = Be[SiF₆]

Загальне число валентних електронів у молекулах, подібних до BeCl₂, недостатнє для того, щоб цілком заповнити зовнішній електронний шар атома берилію. Тому такі молекули називаються електроннодефіцитними. Так, в молекулі BeCl₂ у зовнішньому шарі атома берилію розміщено лише 4 електрони. Тому атом берилію здатний бути акцептором електронних пар й утворювати ще два ковалентні зв’язки за донорно-акцепторним способом. В той же час кожний атом хлору (чи будь-якого галогену), що входять до складу молекули BeCl₂, має неподілені електронні пари і може виступати як їхній донор. Тому при охолодженні газоподібного хлориду берилію між окремими молекулами BeCl₂ виникають нові ковалентні зв’язки.

Солі берилію. Для берилію дуже характерні подвійні солі:

Na₂SO₄ + BeSO₄ = Na₂[Be(SO₄)₂]

Нерозчинними є BeCO₃, Be₃(PO₄)₂.

Схожість берилію з алюмінієм (діагональна схожість).

Ця подібність проявляється в амфотерних властивостях берилію і його сполук. Аналогія властивостей по діагоналі проявляється в групах неперехідних елементів, зокрема для Li – Mg, Be – Al, B – Si, і меншою мірою для Na – Ca, K – Sr. Яскраво виражену подібність, як правило, пояснюють або близькими розмірами, або близькими значеннями відношень заряду до радіусу.

Хімічні властивості магнію та його сполук.

Магній помітно відрізняється від берилію розмірами атома й іона (радіуси іонів Be²⁺ i Mg²⁺ відповідно рівні 0,034 і 0,078). Від свого сусіда по періоду – алюмінію – магній відрізняється меншим числом валентних електронів і відносно великим розміром атома. Отже, у магнію металічні ознаки проявляються сильніше, ніж у берилію і алюмінію. Зокрема, для магнію менш характерне утворення ковалентного зв’язку, ніж для берилію і алюмінію, і більш характерне утворення іонного зв’язку. У цьому відношенні він ближчий до типових металічних елементів підгрупи кальцію.

Магній – активний метал. Легко взаємодіє з галогенами, при нагріванні згоряє на повітрі, окиснюється сіркою і азотом. З холодною водою взаємодіє дуже повільно, так як гідроксид магнію, який утворюється в результаті реакції, є погано розчинним і захищає металічний магній від подальшої взаємодії з водою. При нагріванні взаємодія з водою значно пришвидшується, внаслідок зростання розчинності гідроксиду магнію в гарячій воді. З кислотами магній енергійно реагує за винятком HF, H₃PO₄, H₂CO₃, які утворюють малорозчинні сполуки. З лугами, на відміну від берилію, магній практично не реагує. Концентрована сірчана кислота та її суміші з азотною кислотою пасивують метал (за рахунок утворення оксидної плівки).

Атом магнію характеризується наявністю дванадцяти електронів, з яких два перебувають на 3s – орбіталі. У збудженому стані атом магнію має два неспарених елекрони, що зумовлює у сполуках його ступінь окиснення +2. Завдяки наявності у атома магнію вакантних орбіталей він може виявляти схильність до утворення донорно-акцепторних зв’язків. Одна s-, три р- і дві d- орбіталі гібридизуються і sp³d³ гібридизація забезпечує координаційне число 6 в комплексних сполуках.

Сполуки магнію (ІІ).

Оксид магнію MgO. Білий пухкий порошок, який в техніці отримують розкладанням карбонату:

MgCO₃ = MgO + CO₂

Він хімічно активний і проявляє основні властивості:

MgO + H₂O = Mg(OH)₂,

MgO + CO₂ = MgCO₃,

MgO + HCl = MgCl₂ + H₂O.

Прожарений оксид магнію втрачає хімічну активність, стає дуже твердим.

Гідроксид магнію Mg(OH)₂. У воді розчиняється незначно; є основою середньої сили. Добувають при дії лугів на розчинні солі магнію:

MgCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Mg(OH)₂¯

При взаємодії з кислотами утворює солі, катіонами яких в розчині є [Mg(H₂O)₆]²⁺ ; ці іони входять в склад твердих кристалогідратів: MgCl₂ × 6H₂O, Mg(NO₃)₂ × 6H₂O, Mg(ClO₄)₂ × 6H₂O, MgSiF₆ × 6H₂O.

Солі магнію.

Погано розчинними є солі слабких кислот: Mg₃(PO₄)₂, MgCO₃, MgF₂. Безводні солі Mg(II) дуже гігроскопічні, особливо відзначається здатнітю поглинати вологу Mg(ClO₄)₂. Він енергійно поглинає вологу (до 60% від маси солі).

Гідрид магнію можна добути з простих речовин при нагріванні під тиском. Він є стійкішим, ніж гідрид берилію. З водою і метанолом взаємодіє так само, як гідрид берилію:

MgH₂ + 2HOH = Mg(OH)₂ + 2H₂,

MgH₂ + 2CH₃OH = Mg(OCH₃)₂ + 2H₂.

Схожість Mg²⁺ з Li⁺. Це приклад діагональної схожості – подібності в хімічних властивостях. Наприклад, при нагріванні гідроксидів магнію і літію утворюються оксиди:

Mg(OH)₂ Û MgO + H₂O,

2LiOH Û Li₂O + H₂O.

Подібність хімічних властивостей пояснюється майже однаковим розміром іонів Li⁺ і Mg²⁺, радіуси іонів відповідно 0,60 і 0,65А°.

Хлорофіл. Іон Mg²⁺ може використовувати свої 3d орбіталі для утворення донорно–акцепторних зв’язків. Саме тому Mg²⁺ своїми 3d-орбіталями входить в чотирипіральне кільце порфірину і утворює систему хлорофілу.

Хімічні властивості елементів підгрупи кальцію.

Кальцій, стронцій і барій на відміну від раніше розглянутих елементів мають відносно великі атомні радіуси і низькі значення потенціалів іонізації. Тому в умовах хімічної взаємодії кальцій і його аналоги легко втрачають валентні електрони і утворюють прості іони Е²⁺. Оскільки ці іони мають електронну конфігурацію s2p6 і великі розміри (тобто слабо поляризуються), то комлпексні іони з неорганічними лігандами у елементів підгрупи кальцію нестійкі. Хімічні активність зростає в ряду Ca – Sr – Ba.

Кальцій, стронцій і барій енергійно взаємодіють з активними неметалами вже при звичайних умовах. З менш активними (такими, як азот, водень, вуглець, кремній та інші) лужноземельні метали реагують при більш чи менш сильному нагріванні. Реакції супроводжуються виділенням великої кількості тепла. Взаємодія з водою, навіть на холоді, супроводжується розчиненням, оскільки утворюються при цьому більш чи меншрозчинні гідроксиди.

Хімічні властивості сполук елементів підгрупи кальцію.

Неорганічні сполуки кальцію і його аналогів - кристалічні речовини, у більшості випадків з високими температурами плавлення.

Оксиди. Отримують в лабораторії термічним розкладом відповідних карбонатів або нітратів:

CaCO₃ Û CaO + CO₂

2Ba(NO₃)₂ Û 2BaO + 4NO₂ + O₂

В техніці оксиди добувають термічним розкладом природніх карбонатів. Оксиди енергійно взаємодіють з водою, утворюючи більш або менш розчинні основи Е(ОН)₂ і виділяючи велику кількість тепла:

ЕО + Н₂О = Е(ОН)₂ DН < 0

Гідроксиди Е(ОН)₂.

Гідроксиди елементів підгрупи кальцію – сильні основи, які за силою поступаються лише гідроксидам s – елементів І групи. В ряду Са(ОН)₂ – Sr(OH)₂ – Ba(OH)₂ посилюється основний характер гідроксидів. В цьому ж напрямку по силюється розчинність і термічна стійкість. Про посилення основних властивостей оксидів при переході від Be(OH)₂ до Ва(ОН)₂ можна говорити по значеннях вільної енергії Гіббса реакції утворення СО₃ карбонатів:

	BeCO3	MgCO3	CaCO3	SrCO3	BaCO3
DG°298,ECO3, кДж/моль	25.1	- 38.1	- 74.9	- 110.0	- 128.0

Е(ОН)₂ + СО₂ = ЕСО₃ + Н₂О DG, (ЕСО₃)

Солі. Про посилення властивостей однотипних сполук в ряду Ca(II) – Sr(II) – Ba(II) свідчить також збільшення стійкості солей з однаковим складним аніоном:

ЕСО₃ Û ЕО + СО₂

	BeCO3	MgCO3	CaCO3	SrCO3	BaCO3
t розкл°, С	100	300	900	1200	1350

Основні властивості солей в ряду СaF₂ – SrF₂ – BaF₂ зростають. Про це свідчить стійкість їх комплексних сполук з BеF₂. в ряду СaВеF₄ – SrВеF₄ – BaВеF₄ стійкість сполук помітно зростає: фтороберилат барію плавиться без розкладу (при 1080°С), а фтороберилат кальцію при нагріванні (до 890°С) розкладається на СaF₂ – BеF₂. Добре розчинні хлориди, броміди, йодиди і нітрати, більш або менш розчинні гідросульфати і гідрокарбонати та інші солі, а також сульфіди, гідроксиди і гідросульфіди.

Солі кальцію і його аналогів гідролізу не піддаються.

1. Гідриди ЕН₂ і нітриди E₃N₂.

Взаємодіють з водою:

EH₂ + 2HOH = E(OH)₂ + 2H₂,

E₃N₂ + 6H₂O = 3E(OH)₂ + 2NH₃

2. Перекисні сполуки.

Висока активність Са і його аналогів проявляється також в їх здатності утворювати численні перекисні сполуки, наприклад:

· Пероксиди ЕО₂ (білі)

· Надпероксиди Е(О₂)₂ (жовті)

В ряду Ca(II) – Sr(II) – Ba(II) стійкість цих сполук зростає.

3. Застосування хімічних сполук елементів підгрупи кальцію.

Природні сполуки кальцію широко застосовуються у виробництві в’яжучих матеріалів: цементів, гіпсові матеріали, вапно.

Цемент – це силікати і алюмінати кальцію, так як в їх склад входять Si i Al – хімічні елементи, особливо схильні до утворення гетероланцюгових полімерів (в основі яких лежать зв’язки Si – O – Si i Al – O – Al).

Гіпсові матеріали – палений гіпс або алебастр, гідрат складу 2CaSO₄ × 2H₂O. При взаємодії з водою утворюється тверда маса, яка закристалізовується:

2[CaSO₄ × 0,5H₂O] + H₂O = 2[CaSO₄ × 2H₂O]

Вапняний розчин – суміш вапна, піску і води. Вапняний розчин твердне за рахунок переходу Са(ОН)₂ при поглинанні СО₂ повітря в кристалічний СаСО₃:

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃ + Н₂О

Одночасно утворюються і силікати кальцію (за рахунок SiO₂ з піску).

Наявність іонів Са²⁺ і Mg²⁺ зумовлюють твердість води. тимчасову і постійну твердість води (карбонатна і постійна некарбонатна) . Для усунення твердості застосовують кип’ятіння (тимчасова твердість усувається), та хімічні методи й іонний обмін (усувається одночасно тимчасова і постійна твердість води).

Біологічна роль кальцію. Застосування сполук магнію, кальцію та барію в медицині і фармації.

Сульфат магнію застосовують в медицині як послаблюючий препарат.

Біологічна функція кальцію полягає у створенні кісткового скелету організму (у вигляді гідроксилфторапатиту); у регулюванні осмотичного тиску в клітинах і регулюванні роботи ферментних систем (наприклад, процесів згортання крові). Засвоєння кальцію організмом, який росте активно відбувається в присутності вітаміну Д. У медицині застосовуються великі кількості кальцію у складі різних фармпрепаратів, як солі кальцію: глюконати, карбонати, малати, сукцинати; кальцієві солі багатьох органічних кислот, які самі нерозчинними, використовуються для виготовлення водорозчинних лікарських форм (ін’єкції, інфузорні розчини, краплі). Сульфат барію має здатність поглинати рентгенівське проміння. Тому ця сіль використовується як рентгеноконтрасний препарат в рентгеноскопії шлунково–кишкового тракту. Сульфат барію нерозчинний ні у воді, ні в слабкій соляній кислоті (середовище шлунка) і завдяки такій низькій розчинності знайшов застосування в ренгенології.

Хімія р-елементів ІІІ групи.

До головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи належать два дуже поширених елементи – Бор і Алюміній, і три рідкісних – Галій, Індій і Талій. Останні належать до таких елементів, які хоча й поширені по всій земній корі, але присутні завжди в дуже малих концентраціях в ізоморфних домішок в певних мінералах.

Елементи головної підгрупи третьої групи в сполуках, в яких валентність відповідає номеру групи, є максимально тривалентні, а ступінь окиснення їх +3. Електронна структура елементів:

B	1s^22s^22p^1
Al	1s^22s^22p^63s^23p^1
Ga	1s^22s^22p^63s^23p^63d^104s^24p^1

Бор має чітко виражену неметалічну природу. Однак його аналоги – типові метали. Бор є чітко вираженим кислоутворюючим елементом. Оксид алюмінію по відношенню до сильних основ може ще виявляти властивості кислотного оксиду, однак в звичайних умовах він поводить себе як основний оксид. Існує правило, що оксиди і гідроксиди елемента у нижчому ступені окиснення, завжди мають більш основні (менш кислотні) властивості, ніж оксиди і гідроксиди елемента у вищому ступені окиснення.

Амфотерний характер гідроксиду алюмінію, тобто схильність давати солі не тільки з кислотами, але і з основами може обумовлюватися схильністю Al(OH)₃ приєднувати ще додаткові іони ОН^-. Можна довести, що при реакції Al(OH)₃ + ОН^- ® Al(OH)₄^- вивільняється енергія. . Це значить, що Al(OH)₃ у водно-спиртових розчинах поводить себе не як кислота, а як ангідрокислота і утворює гідроксосолі, наприклад, K[Al(OH)₄].

Хімія Бору і його сполук

Порівняно із раніше розглянутими властивостями елементів ІІ періоду у Бору спостерігається зменшення металічних властивостей. В цьому він більше нагадує Силіцій (діагональна подібність в періодичній системі). Для бору, як вже говорилося, найбільш характерна ступінь окиснення +3. головними мінералами бору є Na₂B₄O₇×10H₂O – бура, H₃BO₃ – сасолін. Бор має важливу особливість – поглинає нейтрони:

Ця схильність бору поглинати нейтрони визначає важливу роль боровміщуючих матеріалів в ядерній енергетиці в ролі сповільнювачів ядерних реакцій і в біологічному захисті.

Проста речовина.

Кристали бору чорного кольору, (аморфний бор – корич. порошок), діамагнітні, тугоплавкі і є напівпровідниками. В звичайних умовах бор (подібно до кремнію) достатньо інертний і безпосередньо взаємодіє тільки з фтором:

2В + 3F₂ = 2BF₃.

Сполуки бору(ІІІ).

Ступінь окиснення +3 у бору виявляється в сполуках з більш електронегативними елементами: наприклад, галіди, оксид, нітрид, гідрид і в відповідних аніонних борат-комплексах, наприклад, BF₄^-, BO₂^-, BH₄^-. Галіди бору відомі для всіх галогенів. Можуть бути отримані з простих речовин при нагріванні. Всі вони безбарвні. Молекули мають форму плоского трикутника із атомом бору в центрі. В звичайних умовах BF₃ – BCl₃ – BBr₃ – BI₃. У відповідності із зростанням довжини зв’язку і зменшенням енергії зв’язку в ряду BF₃ – BCl₃ – BBr₃ – BI₃ стійкість швидко зменшується. Найбільше значення мають фторид і хлорид бору.

Оксид бору(ІІІ) В₂О₃ існує в вигляді декількох модифікацій. Як кислотний оксид В₂О₃ легко взаємодіє з водою з утворенням ортоборатної (борної) кислоти:

В₂О₃ + 3НОН = 2Н₃ВО₃.

При нагріванні борна кислота втрачає воду і переходить спочатку в метаборатну кислоту НВО₂, а потім в оксид бору(ІІІ):

Н₃ВО₃ Û НВО₂ Û В₂О₃

Ортоборатна кислота і її солі. Борна кислота – дуже слабка кислота, її константи дисоціації відповідно дорівнюють К₁ = 7,3×10 ^–10, К₂ = 1,8×10 ^{– 13}, К₃ = 2×10 ^–14 (при 18°С). Вона малорозчинна у воді.

При нейтралізації борної кислоти надлишком лугу (тобто при виділенні води) характерні для бору зв’язку В–О–В виникають і утворюються поліборати, які виділяються з розчинів в вигляді кристалогідратів, наприклад:

4H₃BO₃ + 2NaOH + 3H₂O = Na₂B₄O₇×10H₂O

бура

Поліборати в розчині легко гідролізують (тетраборат натрію), тому при дії на них кислот звичайно виділяється ортоборатна кислота, наприклад:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂B₄O₇

H₂B₄O₇ + 5H₂O = 4H₃BO₃.

Ця реакція має важливе застосуваня – для визначеня концентрації розчинів сильних кислот; з метою їх стандартизації.

Естери борної кислоти. Із спиртами при наявності конц.H₂SO₄ (для зв’язування води) утворює естери загального складу B(OR)₃. Наприклад, з метанолом реакція відбувається за рівнянням:

3СН₃ОН + Н₃ВО₃ = В(ОСН₃)₃ + 3Н₂О

– каталізатор конц.H₂SO₄, що дозволяє зсунути рівновагу реакції в бік утворення метилового естеру борної кислоти. Пари борнометилового ефіру горять блідо-зеленим полум’ям, що використовують для якісного виявлення кислоти борної і боратів.

Алюміній – хімічно активний; в звичайних умовах він покритий тонкою оксидною плівкою. Остання дещо послаблює металічний блиск алюмінію і визначає його високу корозійну стійкість. Так алюміній горить в кисні лише при високій температурі і дрібнодисперсному стані причому. Подібно протікає реакція і з сіркою. З хлором і бромом реагує при звичайній температурі, а з йодом – при нагріванні або в присутності води як каталізатора. Внаслідок високої спорідненості до кисню алюміній активно відновлює багато металів з оксидів (алюмотермія). При цьому реакція супроводжується виділенням великої кількості тепла і підвищенням температури до 1200 - 1300°С. Алюмотермію застосовують у виробництві Mn, Cr, V, W, ферросплавів.

Будучи амфотерним, алюміній розчиняється в розчинах кислот і лугів, утворюючи катіонні й аніонні комплекси:

2Al + 6HСІ = 2AlСІ₃ + 3H₂

2Al + 6H₃O⁺ + 6H₂O = 3H₂ + 2[Al(OH₂)₆]³⁺

2Al + 6H₂O + 6OH^- = 3H₂ + 2[Al(OH)₆]^3-.

Якщо механічно або шляхом амальгамування зняти оксидну плівку, то алюміній активно взаємодіє з водою:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

Внаслідок утворення захисної плівки алюміній стійкий в дуже розведеній азотній кислоті і концентрованих розчинах азотної та сірчаної кислоти на холоді.. Стійкість алюмінію дозволяє використовувати його для виготовлення ємкостей для зберігання і транспортування азотної кислоти. Розведені органічні кислоти, наприклад оцтова і цитратна, слабо діючи на алюміній на холоді, добре розчиняють його при 100°С; розчинення прискорюється також додаванням натрію хлориду. Концентрована оцтова кислота на нього майже не діє.

За застосуванням Алюміній займає одне з перших місць серед металів. З нього виготовляють електропровідники, хімічну апаратуру, його використовують в літако– і кораблебудуванні, харчовій і фармацевтичній промисловості. Він застосовується як легуюча добавка до багатьох сплавів для надання їм жаростійкості.

Сполуки алюмінію(ІІІ). Оксид алюмінію Al₂O₃.

Оксид Al₂O₃ відомий в декількох модифікаціях. Найбільш стійкою кристалічною формою є a-Al₂O₃. Ця ж модифікація зустрічається в земній корі у вигляді мінералу корунда. Він часто містить домішки, які надають йому забарвлення – рубін (червоний, домішки Cr³⁺), сапфір (синій – домішки Ti⁺⁴, Fe⁺², Fe⁺³), зелений – східний смарагд, фіолетовий – східний аметист, жовтий – східний топаз.

Гідроксид алюмінію. Al(OH)₃ – полімерна сполука. Природній гідроксид має кристалічну структуру, а отриманий по обмінній реакції гідроксид – білий осад колоїдного характеру. Склад і структура осаду істотно залежить від умов отримання і зберігання. Звичайно, отримання гідроксиду алюмінію можна представити схемою:

Al³⁺ + 3OH^- = Al(OH)₃ ¯

Гідроксид алюмінію – типова амфотерна сполука; щойно отриманий він легко розчиняється і в кислотах і в лугах. Залежно від середовища утворюються комплексні катіони або аніони:

[Al(H₂O)₆]³⁺ Û Al(OH)₃ Û [Al(OH)₆]^3-.

Солі Алюмінію.

З кислих розчинів виділяються кристалогідрати відповідних солей алюмінію. Наприклад, AlCl₃×6H₂O, Al(NO₃)₃×9H₂O, Al₂(SO₄)₃×18H₂O, MАl(SO₄)₂×12H₂O (галуни). Нерозчинним є фосфат алюмінію AlPO₄.

У розчинах солі Алюмінію зазнають гідролізу. Внаслідок гідролізу сульфід, карбонат, ціанід і деякі інші солі Алюмінію з водних розчинів отримати не можна.

Хлорид, бромід, йодид алюмінію дуже гігроскопічні, на повітрі розпливаються, легко розчиняються не тільки у воді, але і в багатьох органічних розчинниках.

Біологічна роль сполук елементів ІІІ А групи та їх застосування у фармації.

Бор здатний впливати на важливі процеси біохімії тварин і рослин. Разом з манганом, міддю, цинком, молібденом бор входить в число 5 життєво-необхідних мікроелементів. Концентрується в кістках, зубах, м’язевій тканині, містковому мозку, печінці і щитовидній залозі тварин. Імовірно він прискорює ріст і розвиток організмів.

У фармації використовується кислота борна як антисептик (у вигляді спиртового розчину); Бор, як мікроелемент входить в склад мультивітамінних препаратів, краплі Береша.

Похідні Алюмінію застосовують в медицині: KАl(SO₄)₂ як в’яжучий засіб; основний ацетат алюмінію Аl(ОН)(СН₃СОО)₂ використовують для дезінфекції.

Сполуки Галію, Талію, Індію отруйні. Сам Галій використовують у стоматології, але його сполуки отруйні. Деякі сполуки Талію знайшли застосування в медицині – викликають цілеспрямоване облисіння (тимчасове).

Хімія р-елементів ІV групи.

До р-елементів IV групи належать Карбон, Силіцій, Германій, Станум і Плюмбум. Карбон і Силіцій належать до типових елементів, а германій, станум і плюмбум складають підгрупу германію. У відповідності з електронними конфігураціями їх атомів:

C 1s²2s²2p²

Si 2s²2p⁶3s²3p²

Ge 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p²

Sn 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p²

Pb 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p².

Маючи на останньому енергетичному рівні 4 електрони, елементи головної підгрупи виявляють ступені окиснення від –4 до +4. Ступінь окиснення –4 більш характерний для сполук типових елементів – карбону і сіліцію, оскільки здатність приєднувати електрони характерна для атомів з малим атомним радіусом. Для германію, стануму і плюмбуму, стійкість сполук із ступенем окиснення –4 зменшується в ряду Ge–Sn–Pb. Оскільки елементи головної підгрупи містять 2 неспарені р-електрони, то всі вони утворюють сполуки із СТО +2.

Карбон істотно відрізняється від інших р-елементів групи високим значенням енергії йонізації. Карбон – типовий неметалічний елемент.

Карбон і Силіцій є елементами з яскраво вираженими неметалічним характером – кислотоутворюючими елементами.

Карбон та його сполуки.

В більшості сполук Карбон IV-валентний, йому відповідають ступені окиснення –4, +4, +2.

В атомі Карбону на відміну від усіх інших елементів число валентних електронів дорівнює числу валентних орбіталей. Це одна з головних причин великої стійкості зв’язку С–С і виняткової схильності Карбону до утворення гомоланцюгів. Гомоланцюгові молекули, які містять зв’язок С–С, бувають найрізноманітніших типів: лінійні, розгалуженні, зшиті, циклічні. Ці численні сполуки Карбону вивчають в органічній хімії.

Карбон – головна складова частина тваринного і рослинного світу.

В природі Карбон знаходиться у вигляді органічних сполук – нафти, горючих газів. В земній корі Карбон знаходиться в складі карбонатних мінералів (CaCO₃ i MgCO₃), кам’яного вугілля, графіту і алмазу.

Прості речовини. У відповідності з характерними гібридними станами орбіталей атоми Карбону можуть об’єднуватися в полімерні утворення координаційної, шарової і лінійної структури. Цьому відповідають три типи простих речовин: алмаз, графіт, карбін і букібол (фулерен). Отже, Карбон може існувати у вигляді різних алотропних модифікацій.

Якщо один елемент може утворювати декілька різних типів простих речовин, то ці типи простих речовин називають алотропними модифікаціями. Алмаз – кристалічна речовина з атомною координаційною кубічною граткою. Внаслідок sp³–гібридизації кожен атом в алмазі утворює рівноцінні міцні зв’язки з 4 сусідніми. Це зумовлює виняткову твердість і відсутність електропровідності в звичайних умовах (DЕ = 5,7еВ). Про жорстку структуру алмазу свідчить також дуже невелика величина ентропії алмазу S_алм = 2,4 Дж/(град×моль).

Графіт – пошарова кристалічна речовина з гексагональною структурою. У відповідності з sp²–гібридизацією атоми Карбону об’єднуються в макромолекули, які являють собою нескінченні шари з шетичленних кілець. sp²–гібридний стан в цьому випадку стабілізується делокалізованим π–зв’язком, утвореним за рахунок 4-го електрона кожного з атомів макромолекули. π–зв’язок в графіті делокалізований в межах всієї макромолекули. Цим визначається електропровідність графіту, сірий колір і металічний блиск. Пласти Карбону об’єднуються в кристалічну решітку, головним чином, за рахунок міжмолекулярних сил.

Карбон має властивості відновника; ця властивість застосовується в металургії. При термічному розкладі органічних речовин отримують чорний графіт, або вугілля, яке є тонкодисперсним графітом. Технічними сортами чорного графіту є кокс, деревне вугілля, тваринне вугілля і сажа. Завдяки великій площі поверхні і адсорбційній здатності деревного і тваринного вугілля вони застосовуються для очистки речовин від домішок, для поглинання (адсорбції) газів і рідин.

Сполуки Карбону із ступенем окиснення – 4.

З менш електронегативними елементами Карбон дає карбіди. СН₄ – найпростіший ковалентний карбід. Не реагує ні з кислотами, ні з лугами, але горить легко; його суміші з повітрям дуже вибухонебезпечні.

Найбільше значення має ацетиленід кальцію СаС₂ (карбід), який отримують нагріванням кальцій оксиду з вугіллям в електричних печах:

СаО + 3С = СаС₂ + СО

Ацетиленіди більш або менш легко розкладаються водою:

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂ з утворенням ацетилену.

Метаніди – з виділенням метану

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄ DG= 1770кДж/моль

Ацетиленіди d-елементів І і ІІ груп (Ag₂C₂, Cu₂C₂, Au₂C₂, HgC₂) вибухають в сухому стані.

Сполуки карбону у ступені окиснення +4.

Ступінь окиснення карбону +4 виявляється в його сполуках з більш електронегативними, ніж він сам, неметалічними елементами: CНal₄, CO₂, CS₂, COHal₂, CSHal₂.

За хімічною природою ці сполуки Карбону(IV) є кислотними. Деякі з них достатньо легко взаємодіють з водою, утворюючи кислоти:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃,

З основними сполуками вони утворюють солі:

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O,

2KNH₂ + CO₂ = K₂CN₂ + 2H₂O,

CCl₄ – негорючий органічний розчинник, рідина для вогнегасників, CF₂Cl₂ – фреон (Т_пл. = -30°С) для холодильних машин і установок.

Діоксид карбону СО₂.

Має лінійну форму молекули. О = С = О

В техніці СО₂ отримують розкладанням при високій температурі (800–1000°С) СаСО₃:

СаСО₃ ® CаО + СО₂,

а в лабораторії:

CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Розчинність CO₂ у воді: 1,7 л CO₂ (0°С), 1л CO₂ (15°C)/1л H₂O. Деяка частина розчиненого CO₂ взаємодіє з водою з утворенням карбонатної кислоти:

CO₂ + H₂O Û H₂CO₃.

Карбонатна кислота – слабкий електроліт, що видно із наведених нижче констант дисоціації:

Як двоосновна кислота утворює кислі і середні солі, які називають відповідно гідрогенкарбонатами і карбонатами: КНСО₃ і К₂СО₃, Са(НСО₃)₂ і СаСО₃. Карбонати і гідрогенкарбонати утворюють метали, яким відповідають сильні основи, тобто лужні і лужноземельні метали. У більшості випадків карбонати (крім Li₂CO₃) є важкорозчинними, важкорозчинними є і основні карбонати; значно вищу розчинність мають гідрогенкарбонати (за винятком NaHCO₃, який є менш розчинним за його карбонат Na₂CO₃).

Розчини карбонатів лужних металів внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:

K₂CO₃ + H₂O Û KHCO₃ + KOH.

Ступінь гідролізу розчинів гідрокарбонатів незначний, внаслідок чого вони (наприклад, розчин питної соди NaHCO₃) мають слабколужну реакцію.

Солі карбонатної кислоти термічно нестійкі. Термічно стійкими є лише солі лужних металів.

Сполуки Карбону із ступенем окиснення +2.

Похідні карбону(ІІ) – це монооксид карбону СО, сульфід карбону(ІІ) CS, ціанідна кислота HCN.

У молекулі оксиду карбону(ІІ) СО, як і в ізоелектронній їй молекулі N₂, є потрійний зв’язок. Оскільки будова молекул СО і N₂ аналогічна, то подібні їх фізичні властивості: низькі температура плавлення, температура кипіння, погано розчинні у воді.

Утворюється СО при згорянні С в недостатній кількості кисню або в результаті взаємодії СО₂ з розжареним вугіллям:

2С + О₂ = 2СО,

СО₂ + С Û 2СО

В звичайних умовах СО – хімічно інертна сполука.

При 700°С оксид карбону (ІІ) згоряє синім полум’ям, виділяючи велику кількість тепла:

CO + 1/2O₂ = CO₂.

При опроміненні або в присутності каталізатора СО взаємодіє з хлором, утворюючи фосген – оксохлорид COCl₂:

CO + Cl₂ = COCl₂.

Молекула СО може вступати в ролі ліганду в різних комплексах.

Значення елементів IVА групи та їхніх сполук в медицині і фармації.

Карбон – важливий елемент живої природи – входить до складу білків, вуглеводів, ферментів, гормонів, вітамінів. Утворює ряд токсичних сполук СО, СОСl₂ (фосген), ціаніди. Активоване вугілля – чорний кристалічний порошок високого ступеня дисперсності. Отримують з тваринного вугілля. Має дуже велику площу поверхні (1г = 1000 м² поверхні). Є адсорбентом при отруєннях алкалоїдами, солями важких металів, при захворюваннях кишково-шлункового тракту.

Активоване вугілля випускають в порошку. Препаратом активоване вугіллі є таблетки “Карболен” –73% С, 10% цукру, 12% крохмалю, 5 % NaCl.

Із сполук Si отруйними є SiF₄ і H₂SiF₆, які діють на організм людини подібно до HF: вражають органи дихання, викликають на шкірі опіки і т.д.

Сполуки Pb токсичні, особливо токсичні органічні сполуки Pb.

У медицині застосовують PbO для виготовлення свинцевого пластиря, який застосовують при гнійно-запальних захворюваннях шкіри, фурункулах і т.д. крім того, PbO застосовується в розчинах при опіках, екземах.

Ацетат плюмбуму(ІІ) і ацетат плюмбуму основний застосовують як в’яжучий засіб при запальних захворюваннях шкіри і слизових оболонок.

Біологічна роль Нітрогену. Використання в медицині і фармації аміаку, оксиду азоту(І), нітриту натрію.

У вигляді білкових речовин азот входить до складу кожної рослини і тварини. Шлях від вільного азоту до його сполук лежить через перетворення його в аміак, потім в оксид NO, який переходитьв NO₂. з оксидів легко отримують азотну кислоту, а потім її сполуки, які необхідні медицині і фармації.

Біологічна роль. Без Нітрогену не існує органічної форми вуглецевих тіл. Рослинами засвоюється зв’язаний Нітрген з неорганічних сполук – нітратів або аміачних утворень. Бульбочкові бактерії можуть засвоїти » 3 млн.л. N₂ з повітря на 1га грунту за рік. Тваринні організми споживають тільки біологічно – зв’язаний азот у вигляді органічних його сполук.

Застосування у медицині. 10% розчин NH₃ – нашатирний спирт, засіб першої медичної допомоги; в суміші з ганусом застосовують як нашатирно-ганусові краплі.

NH₄Cl – відхаркувальний засіб (в мікстурах від кашлю).

N₂O – в суміші з киснем (20 – 25%) – газовий наркоз.

NaNO₂ – судинорозширюючий засіб при стенокардії, мігрені. 1% розчин підшкірно, 1% розчин (до 5 мл) в/в при отруєнні ціанідами.

N₂ – при туберкульозі легень (для створення функціонального спокою легень в плевру шляхом проколу вводять до 1 л чистого N₂, ця операція носить назву пневмоторакс).

Біологічна роль Фосфору і застосування сполук Фосфору у медицині.

Академік Ферсман О.Є. назвав Фосфор “елементом життя і думки”. Він накопичується в скелеті, м’язах і нервовій тканині (»1,5 кг в організмі людини). Найважливіші фізіологічні процеси пов’язані з перетворенням фосфорорганічних речовин.

Білий фосфор і його пара дуже токсичні: смертельна доза для людини становить 0,1–0,15 г. Фосфін дуже отруйний. При отруєнні ним уражується нервова система (слабкість, конвульсії). Фосфіди металів, фосфориста кислота та її солі також належать до токсичних речовин (кислота та її солі призводять до необоротнього перетворення білка).

Серед сполук фосфору в медицині застосовується натрію фосфат (двозаміщений): Na₂HPO₄×12H₂O i Na₂HPO₄, які застосовуються при підвищенні кислотності шлункового соку, при отруєнні кислотами.

Токсична дія сполук Арсену, Стибію, Бісмуту. Застосування у медичній практиці.

Дуже малі дози As стимулюють життєві процеси, а більш значні – токсичні. Токсична дія Стибію подібна до Арсену, але слабше виражена. Токсичність сполук As(III), Sb(III) вища, ніж As(V) i Sb(V). Бісмут менш токсичний і за характером отруєння, яке він викликає, більш подібний до ртуті, ніж до Арсену.

As₂O₃ застосовувався донедавна як внутрішній засіб і зовнішній. Зовнішньо – при лікуванні деяких шкірних захворювань, у стоматологічній практиці для некротизації пульпи. Як внутрішнє вживався при малокрів’ї, неврастенії.

Хімія елементів VI А групи. Оксиген.

До р-елементів VI групи належать типові елементи – Оксиген, Сульфур та елементи підгрупи Селену – Se, Te, Po:

O 1s²2s²2p⁴

S 2s²2p⁶3s²3p⁴

Se 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁴

Перші чотири елементи мають неметалічну природу, їх об’єднують під назвою халькогенів, що означає “ті, що утворюють руди”. Найбільшу неметалічну природу мають Оксиген і Сульфур. Селен і Телур займають проміжне положення між неметалами і металами.

Оксиген – найпоширеніший елемент земної кори. У вільному стані він знаходиться в атмосфері повітря, в зв’язаному стані входить в склад води, мінералів, гірських порід і всіх речовин, з яких побудовані організми рослин і тварин. Загальна кількість Оксигену в земній корі близька до половини її маси (близько 47%). Природній кисень складається з трьох стабільних ізотопів з масовими числами 16 (99,76%), 17 (0,04%) і 18 (0,2%).

Сполуки пероксидного типу. Окремі сполуки металів з Оксигеном за хімічними властивостями істотно відрізняються від звичайних оксидів. Наприклад, сполуки Na₂O₂, BaO₂, ZnO₂ складаються з металу і Оксигену, але не є оксидами, а солями пероксиду водню і тому називаються пероксидами. В пероксидах атоми Оксигену утворюють не дуже міцну перекисну групу –О–О–. Тому при дії кислот на пероксиди металів поряд з солями утворюється кисень:

2BaO₂ + 4HNO₃ = 2Ba(NO₃)₂ + 2H₂O + O₂

2Na₂O₂ + 2H₂SO₄ = 2Na₂SO₄ + 2H₂O + O₂

Приєднання одного електрона до молекули О₂ викликає утворення надпероксид – іону О₂^-:

О₂ + 1е ® О₂^-, DН= - 84кДж/моль

Похідні радикалу О₂^- називаються надпероксидами; вони відомі для найбільш активних лужних металів (K, Rb, Cs). Надпероксиди утворюються при безпосередній взаємодії простих речовин:

2К + 2О₂ = К₂О₄.

Пероксиди утворюються при окисненні ряду металів, наприклад:

Ва + О₂ = ВаО₂

2Na + O₂ = Na₂O₂

Найбільш практичне значення має пероксид водню Н₂О₂. Будова молекули така: Н–О–О–Н. Через несиметричний розподіл зв’язків Н–О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Між молекулами Н₂О₂ виникає достатньо міцний водневий зв’язок, який призводить до їх асоціації.

Біологічна роль кисню. Використання озону та кисню в медицині та фармації.

Особлива біологічна роль кисню пов’язана з його здатністю підтримувати дихання всіх живих істот і розкладати продукти їхньої життєдіяльності під час процесів тління і окиснення. У клітинах живих організмів (рослин і тварин) за участю кисню відбуваються процеси окиснення вуглеводів, жирів. Ці процеси є основним джерелом енергії, необхідної організмам для їхньої життєдіяльності.

Oxygenum (чистий кисень) в медицині застосовуються для вдихання при різних типах кисневого голодування тканин, наприклад, при отруєнні чадним газом, хлором, при недостатньому живленні крові киснем повітря внаслідок запальних процесів або інших захворювань органів дихання, при асфіксії.

Вода дистильована – aqua destillata – перегнана вода. Тепер в Державній Фармакопеї України є: вода очищена, вода дистильована, вода високоочищена та ін. рН = 5,0 – 6,8. дистильована вода для ін’єкцій повинна бути апірогенною (aqua pro injectionibus).

Мінеральні води: вуглекислі; лужні – лужно-вуглекислі і лужно- хлоридні; залізовмісні; сірчисті; вапнякові; мінеральні води штучні.

Пероксиду водню розчин 3% – зовнішній засіб як антисептик. Пероксиду водню розчин 30% – пергідроль, у косметології застосовують як відбілювач, депігментуючий засіб. Антисептична дія Н₂О₂ обумовлена його окисними властивостями, Н₂О₂ виділяє кисень в присутності ферментів – каталази крові. Каталаза швидко розкладає пероксид з бурхливим виділенням кисню, що створює видимість піни.

Пероксид магнію – суміш MgO + MgO₂ (останнього не менше 25%). Застосовують внутрішньо при захворюваннях шлунка і кишечника як антацидний, дезінфікуючий засіб, який запобігає бродінню.

Гідроперит CO(NH₂)₂×H₂O₂ – тверда форма пероксиду гідрогену, бактерицидний засіб.

Озон О₃ – сильний окисник, який вбиває бактерії і тому застосовується для знезаражування води і для дезинфекції повітря. Озон – отрута, гранично допустимий його вміст в повітрі = 10^-5%.

Хімія елементів VII А групи. Гідроген і галогени.

• Хлор міститься у вигляді аніону солей натрію, калію, кальцію, магнію та марганцю у всіх рідинах організму людини та тварин. Аніони хлору разом з іонами натрію та калію відіграють основну роль у підтриманні сталості осмотичного тиску плазми крові, лімфи та інших рідин. Більша частина (65-70%) всього осмотичного тиску плазми крові забезпечується хлоридами, Вони відіграють важливу роль у підтриманні іонної рівноваги, а отже, i регуляції концентрації водневих іонів. Іонам хлору та хлоридам взагалі належить також важлива роль в утворенні соляної кислоти шлункового соку.

До елементів головної підгрупи VII групи належать Гідроген, Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат. Їх електронні формули:

H 1s¹

F 1s²2s²2p⁵

Cl 1s²2s²2p⁶3s³3p⁵

Br 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵

I 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁵

За електронною конфігурацією, а відповідно і за властивостями Гідроген займає в головній підгрупі VII групи особливе положення. Згідно електронної конфігурації атомів (однакова структура зовнішнього і передостанього електронних шарів) бром, йод і астат об’єднують в підгрупу брому; фтор і хлор належать до типових елементів.

Використання сполук елементів VII А групи в медицині, санітарії, фармації

Хлорна вода – розчин хлору Cl₂ у воді; застосовується як дезінфікуючий засіб.

Хлористоводнева кислота – розведена НСІ застосовується в краплях або у вигляді мікстури при недостатній кислотності шлункового соку.

Розчини NaCl – 0,9 %, 3 %, 5 %, 10 %. Входить в порошки і таблетки. Вводять в/в – фізрозчин 0,9% при втратах організмом рідини. Застосовують зовнішньо при запальних процесах шкіри гіпертонічні розчини (3%, 5%, 10%).

KClO, NaClO – гіпохлорити натрію і калію. Розчин NaClO – “жевелева вода” (Бертло, 1789 р. м. Жавеле). (у польовій хірургії для знезаражування ран).

Хлорне вапно CaOCl₂ – дезінфікуючий, дезодоруючий засіб:

CaOCl₂ + CO₂ = CaCl₂ + CaCO₃¯ + Cl₂O

Cl₂O ® Cl₂ + O.

На думку Павлова, броміди встановлюють рівновагу між процесами збудження і гальмування. KBr, NaBr – седативні (заспокійливі) засоби; 10% розчин (в/в) або у вигляді мікстур.

NH₄Br – як заспокійливе; порошок в різних складах.

Спиртові розчини йоду I₂: 10% – розчин йоду в спирті 95% (нестійкий, зберігають до 1 місяця). 5% – розчин йоду на розведеному спирті + 2% КІ (для розчинення йоду).

d-елементи Fe, Cu, Zn, Mn, Co, Ni, Cr, Mo
ферум Fe

d-Елементи

d-Елементи називають ще перехідними. Вони розміщені в періодичній системі в великих періодах між s- і р-елементами. Як відомо, характерною особливістю перехідних елементів є те, що в їх атомах заповнюються орбіталі не зовнішнього, як у s- і р-елементів, а передостаннього (d-елементи) шару.

У d-елементів валентних одна ns-орбіталь, три np-орбіталі і п’ять (n–1) d-орбіталей. На зовнішньому шарі у d-елементів знаходяться 1–2 електрони (ns-стани), інші валентні електрони розміщені в (n–1)d-стані передостаннього шару.

Біологічна роль заліза обумовлена головним чином тим, що воно входить до складу гемоглобіну, міоглобіну та великої групи ферментів тканинного дихання.

В організмі людини міститься 3- 5 г заліза, з яких близько 73 % знаходиться в гемоглобіні, 3 - 5 %- — у міоглобіні, 15-16% зв'язано у вигляді залізо-6ілкових комплексів – феритину, що є запасною формою заліза; 0,1% міститься в плазмі у вигляді залізовмісного білка сидерофіліну та близько 0,1% входить до складу ферментів.

• FeSO4+(NH4)2S→FeS↓+(NH4)2SO4 – чорний осад

• FeSO4+2NaOH→Fe(OH)2 ↓ +Na2SO4 – білий осад

• 3FeSO4+2K3[Fe(CN)6]→Fe3[Fe(CN)6]2 ↓ +3K2SO4 – темно-синій осад “турнбулева синька”

• Fe2(SO4)3+6(NH4)2S →Fe2S3 ↓ +3(NH4)2SO4 – чорний осад

• 4FeCl3+3K4[Fe(CN)6] →Fe4[Fe(CN)6]3 ↓ +12KCl

– темно-синій осад “берлінська блакить”

• FeCl3+3KSCN →Fe(SCN)3 ↓ +3KCl

червоний осад

Біологічна роль Хрому та Молібдену.

Хром відіграє важливу роль в організмі людини. Він позитивно впливає на процеси кровотворення, а також на ферментативні системи. У складі ферменту трипсину Хром бере участь у процесі травлення.

Вченими встановлено, що вилучення Хрому з харчового раціону тварин призводить до підвищення у крові та сечі глюкози. Додавання Хрому до їжі хворим на цукровий діабет нормалізує вуглеводний обмін.

Хром в організм людини потрапляє з такими продуктами харчування як соя, кукурудзяна та вівсяна крупа. Добова потреба організму в Хромі складає 5-10 мг на добу. У більших дозах сполуки Хрому досить отруйні. Усі сполуки Хрому(VI) – токсичні.

Ефективне засвоєння Нітрогену рослинами можливе лише при наявності слідів Молібдену в грунті.Тому розчинні молібдати – це мікродобрива.

Масова частка Молібдену в організмі людини складає 1×10^-5%. Добова потреба в Молібдені втричі менша, ніж у Хромі. Молібден міститься в деяких ферментних системах організму людини. Він цілюще впливає на синтез гемоглобіну.

Надмірний вміст Молібдену сприяє накопиченню в організмі сечової кислоти, яка спричиняє розвиток подагри – хвороби, що спричиняє зміни в суглобах, кістках, хрящах.

Вольфрам також міститься в організмах людини і тварини, але його біологічна роль не вивчена.

У хімічному аналізі застосовують:

- хромова суміш (K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ конц.);

- дихромат калію, як первинний стандарт в методі окисно-відновного титрування;

- молібдати і вольфрамати у фотометричних методах аналізу, як для визначення фосфору, так і для визначення біологічно-активних речовин природного походження.

Комплексні сполуки. Будова, класифікація, номенклатура.

1. Теорія Вернера.

2. Ізомерія координаційних сполук.

3. Класифікація комплексних сполук.

4. Номенклатура комплексних сполук.

5. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках.

Координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Найскладніші хімічні речовини живого світу належать до комплексних сполук. Серед них слід назвати хлорофіл, який є комплексною сполукою йонів Магнію з тетрапірольними сполуками, а також гемоглобін, який є порфіриновим комплексом Феруму (ІІ) і забезпечує транспортування кисню до тканин організму. Більш стійкий комплекс утворює гемоглобін з монооксидом карбону (карбоксигемоглобін), чим і зумовлена токсична дія чадного газу. Більшість ферментів є комплексними сполуками певних елементів (в більшості металів) з білковими молекулами. У молекулі вітаміну В₁₂ комплексоутворювачем є Со²⁺. Сполуки елементів родини Платини володіють протипухлинною дією. Цей невеликий перелік вказує на значну біологічну роль s-, p- і d-елементів, Їх сполуки знаходять широке застосування у медичній і фармацевтичній практиці.

1. Теорія Вернера.

Найбільш вдало властивості і будову комплексних сполук пояснює координаційна теорія, запропонована в 1893 році шведським хіміком Альфредом Вернером. Він висунув ідею про координацію, тобто просторове оточення іона металу аніонами або нейтральними молекулами.

Координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Проте, комплексна сполука існує не лише у твердому стані (кристалічному)

Згідно з координаційною теорією, головний постулат Вернера фориулюється так: ”Навіть, якщо, зважаючи на число валентностей, зв’язуюча здатність декількох атомів вичерпана, вони в більшості випадків ще можуть приймати участь далі в побудові складних молекул з утворенням певних атомних зв’язків. Можливість цього слід вбачати в тому факті, що поруч із зв’язками спорідненості, які називають головною валентністю, існують ще й інші зв’язки між атомами, які називають побічними валентностями...”

Інша частина теорії присвячена поясненню числа, природи і просторового розміщення побічних або неіонних валентностей.

Отже, згідно з координаційною теорією, у молекулі будь-якої комплексної сполуки один з іонів, звичайно позитивно заряджений, займає центральне місце і називається комплексоутворювачем, або центральним іоном. У безпосередній близькості навколо цього іона розміщено, або як говорять, координовано деяке число протилежно заряджених іонів або електронейтральних молекул, що називаються лігандами (або адендами), які утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки. Решта іонів, не розмістилися у внутрішній сфері, містяться на дальшій відстані від центрального іона, утворюючи зовнішню координаційну сферу.

Число лігандів, що оточують центральний іон, називається координаційним числом.

Внутрішня сфера комплексу значною мірою зберігає стабільність при розчиненні комплексної сполуки. Її межі показують квадратними дужками. Іони, що містяться у зовнішній сфері, у розчинах легко відщеплюються. Тому говорять, що у внутрішній сфері іони зв’язані неіоногенно, а у зовнішній – іоногенно.

Внутрішня сфера складається з центрального атома Рt в ступені окиснення +4 та хлорид-іонів, а іони К розміщені у зовнішній сфері.

Не слід гадати, що комплексні сполуки завжди побудовані з іонів; насправді ефективні заряди іонів і молекул, що входять до складу комплексу, звичайно невеликі. Тому правильніше користуватися терміном “центральний атом”. Іонні уявлення природу зв’язку в комплексних сполуках мають деякою мірою формальний характер, але вони зручні для класифікації і визначення зарядів комплексів і дають змогу якісно передбачати деякі їхні властивості.

Центральними атомами можуть бути практично всі елементи періодичної системи Д.І.Менделєєва. Найбільш активними комплексоутворювачами є платинові метали (Pt, Pd), елементи родини заліза (Fe, Co, Ni), підгруп міді (Cu, Ag, Au), цинку (Zn, Cd, Hg). Катіони, що найлегше утворюють координаційні сполуки, мають незавершений або 18-електронний (зовнішній) енергетичний рівень. Найменшу здатність до комплексоутворення виявляють лужні та лужно-земельні метали.

Центральними атомами в координаційних сполуках можуть бути також і неметали, наприклад, бор K[BF₄], кремній K₂[SiF₆], фосфор K[PF₆].

Заряд координаційного іона визначається алгебраїчною сумою зарядів простих іонів, що входять до складу координаційного іона. ри дії аміаку на водний розчин сульфату міді (ІІ) утворюються комплексні катіони типу [Cu(NH₃)₄]²⁺, а з водного розчину можна виділити сполуку [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Важливою характеристикою лігандів є їх координаційна ємкість, або дентатність, яка визначається числом місць, які ліганди займають у внутрішній координаційній сфері комплексу. Розрізняють монодентатні ліганди (F^-, Cl^-, Br^-, I^-, CN^-, CSN^-), бідентатні ліганди (CO₃^2-, SO₄^2-) тощо.

Координаційне число (КЧ) – величина змінна і визначається природою центрального атома, лігандів, зовнішньою сферою сполуки, природою розчинника та зовнішніми умовами, в яких утворюється сполука.

Координаційні числа центрального атома в різних координаційних сполуках змінюються від 2 до 12. Сполуки з великими КЧ (8 і >) трапляються дуже рідко. Найчастіше трапляюються координаційні сполуки з КЧ 2,4 та 6. координаційні числа показують не лише кількість лігандів, розміщених навколо центрального атома, а й як вони розміщені. Тобто координаційне число має просторову інтерпретацію.

Так само важливим, як і постулат Вернера про два типи валентності, було й головне положенння проте, що побічні валентності напрямлені в просторі навколо центрального іона комплекса не тільки в твердому стані, але і в розчині. Спочатку він постулював, а пізніше отримав серйозні експериментальні докази того, що 6 таких валентностей напрямлені до вершин правильного октаядра, побудованого навколо центрального іона. В той же час показав, що угрупування з 4 таких валентностей може мати або плоску квадратну конфігурацію, рідше – тетраедричну. Цей стереохімічний постулат дав можливість передбачити структури і структурні зміни багатьох нових, досі ще не вивчених неорганічних сполук.

Сучасні дослідження показали, що для сполук з КЧ 4 характерні дві геометричні конфігурації: квадрат і тетраедр.

Сполукам з КЧ 6 відповідає геометрина конфігурація октаедр, в центрі якого міститься центральний атом, а у вершинах – координовані групи. В деяких сполуках КЧ 6 реалізується у вигляді тригональної призми і тетрагональної біпіраміди.

м м

м м

Тригональне перетворення Тетрагональне перетворення

(зміщення) (зміщення)

Значно менше сполук з іншими КЧ. Для сполук з КЧ 2 можливі дві геометричні конфігурації: лінійна і кутова. Для сполук з КЧ 3 найбільш характерною є конфігурація трикутника і тригональної піраміди.

Для сполук з КЧ 7: - тригональну призму;

- октаедр;

- пентагональну піраміду.

Сполуки з КЧ 8 можуть мати такі геометричні структури: куб, квадратна антипризма, додекаедр. В основі будови сполук з КЧ 9 лежить тригональна призма, у вершинах якої розміщуються 6 лігандів, а інші три – напроти центрів трьох вертикальних площин призми; центральний атом міститься у просторовому центрі призми.

Аналізуючи КЧ багатьох комплексних сполук, Вернер зробив висновок, що заряд центрального іона (або, точніше СТО центрального атома), є основним фактором, який впливає на координаційне число.

Заряд центрального іона	КЧ
+1	2
+2	4 ; 6
+3	6 ; 4
+4	8

КЧ 6 зустрічається в комплексних сполуках Pt⁴⁺, Cr³⁺, Co³⁺, Fe³⁺, КЧ 4 – в комплексних Cu²⁺, Zn²⁺, Pd²⁺, Pt²⁺, КЧ 2 – у комплексах Ag⁺, Cu⁺.

2.

Ізомерія координаційних сполук.

Кожна координаційна сполука має сталий кількісний склад і характеризується певним розміщенням лігандів навколо центрального атома. Зміна розміщення лігандів у межах однієї координаційної сфери, обмін їх місцями з зовнішніми іонами або зміна характеру приєднання до центрального атома багатоатомного ліганда призводить до змін властивостей сполуки, тобто до ізомерії. Для координаційних сполук відомі такі види ізомерії:

А. Просторова ізомерія:

· Геометрична (цис- і транс-ізомерія);

· Оптична

Б. Структурна ізомерія:

· Сольватна (гідратна)

· Іонізаційна

· Координаційна

· Ізомерія зв’язку і т.д.

Ізомерія – це явище існування сполук з однаковим хімічним складом, але з різною будовою і властивостями.

Геометрична ізомерія в координаційних сполуках спостерігається тоді, коли ліганди у внутрішній сфері розміщуються по – різному відносно один одного.

[Pt(NH₃)₂Cl₂]

H₃N Cl Cl NH₃

H₃N Cl H₃N Cl

Цис транс

Геометричні ізомери відрізняються за:

· Фізичними

· Хімічними властивостями

[Co(NH₃)₄Cl₂]Cl

Cl Cl

H₃N Cl H₃N NH₃

Co Co

H₃N NH₃ H₃N NH₃

NH₃ Cl

Цис транс

Оптичні ізомери відносяться один до одного як предмет і його дзеркальне відображення. Два оптичні ізомери обертають площину поляризації світла на однаковий кут: один-вправо, а другий-вліво.

За фізичними і хімічними властивостями оптичні ізомери практично не відрізняються один від одного. Причиною сольватної ізомерії є неоднаковий розподіл молекул розчинника між внутрішньою і зовнішньою сферами координаційної сполуки. Для кристалогідратів таку ізомерію називають гідратною.

Кристалогідрат хлориду Cr(III), CrCl₃ × 6H₂O, [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ × H₂O, [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl × 2H₂O, [Cr(H₂O)₃Cl₃] × 3H₂O.

Іонізаційна ізомерія зумовлена різним розподілом іонів між внутрішньою і зовнішньою сферами, наприклад: [Co(NH₃)₅Br]SO₄, [Co(NH₃)₅SO₄]Br, [Pt(NH₃)₄Cl₂]Br₂ i [Pt(NH₃)₄Br₂]Cl₂.

Координаційна ізомерія зв’язана з переходом лігандів від одного комплексоутворювача до другого: [Co(NH₃)₆][Cr(CN)₆] i [Cr(NH₃)₆][Co(CN)₆].

Ізомерія зв’язку може виявлятись тоді, коли ліганди містять два різних атоми, здатних координуватись з центральним атомом. Наприклад, у солях з [Co(NH₃)₅ONO]X₂ i [Co(NH₃)₅NO₂]X₂ група ONO зв’язана з Со(ІІІ) через кисень, а група NO₂ – через азот.

Комплексні сполуки поділяють на:

Електроліти	Неелектроліти
При розчиненні у воді (чи іншому розчиннику) взаємодіють з нею, дисоціюючи на іони.	Електролітичній дисоціації не піддаються.

Комплексні сполуки – електроліти, по специфіці дисоціації поділяють на кислоти, основи і солі. Наприклад, розчинення у воді кристалічного комплексного гідрату H2PtCl6 × 6H2O описують схемою:

Ця реакція відбувається з утворенням іонів водню, відповідно, розчин цього гідрату являє собою комплексну кислоту. Розчинення у воді кристалічного (NH₄)₂SiF₆ описується схемою:

згідно якої (NH₄)₂SiF₆ – комплексна сіль.

Комплексна сполука Ag(NH₃)₂OH взаємодіє з H₂O за схемою:

тобто розчин збагачується іонами гідроксилу і набуває основних властивостей, відповідно [Ag(NH₃)₂]OH – основа.

3. Класифікація комплексних сполук.

Через численну кількість і різноманітність комплексних сполук важко провести єдину класифікацію. Існують класифікації комплексних сполук:

· По координаційному числу;

· По ступеню окиснення;

· По типу донорних атомів лігандів;

· По типу або природі координаційного зв’язку;

· По електронній конфігурації атома або іону металу.

Широко прийнятою є класифікація комплексних сполук по типу лігандів, які утворюють внутрішню координаційну сферу комплексів.

Аміакати – комплекси, в яких лігандами є молекули аміаку, наприклад:; ; . Відомі комплекси, аналогічні аміакатам, у який роль ліганду виконують молекули амінів: СН₃NH₂ (метиламін), C₂H₅NH₂ (етиламін), NH₂CH₂CH₂NH₂ (етилендиамін Еn). Такі комплекси називають амінатами.

Аквакомплекси – лігандом виступає вода: ; ; . Гідратовані катіони, які є у одному розчині, містять як центральну ланку аквакомплекс. У кристалічному стані деякі з аквакомплексів утримують і кристалізаційну воду, наприклад: ; . Кристалізаційна вода не входить до складу внутрішньої сфери, вона зв’язана не так міцно, як координована, і легше віддається при нагріванні.

Ацидокомплекси – лігандами є аніони. До них належать комплекси типу подвійних солей, наприклад, (їх можна подати як продукт поєднання двох солей – PtCl₄ × 2KCl, Fe(CN)₂ × 4KCN); комплексні кислоти H₂[SiF₆], H₂[CoCl₄]; гідроксокомплекси Na₂[Sn(OH)₄], Na₂[Sn(OH)₆].

Різнолігандні. Між цими трьома класами існують перехідні ряди, які включають комплекси з різними лігандами: [Pt(NH₃)₄]Cl₂, [Pt(NH₃)₃Cl]Cl, [Pt(NH₃)₂Cl₂], K[Pt(NH₃)₃Cl₃], K₂[PtCl₄].

Циклічні або хелатні (клішнеподібні) комплексні сполуки. Вони містять бі- або полідентатний ліганд, який ніби захоплює центральний атом подібно до клішні рака:

Стрілкою в цих комплексах позначається донорно-акцепторний зв’язок. Прикладами таких комплексів є оксалатний комплекс заліза(ІІІ) [Fe(C₂O₄)₃]^3- та етилендиаміновий комплекс Pt(IV) - [PtEn₃]⁴⁺.

До групи хелатів належать і внутрішньокомплексні сполуки, у яких центральний атом входить до складу циклу, утворюючи ковалентні зв’язки з лігандами різними способами: донорно-акцепторними і за рахунок неспарених атомних електронів. Комплекси такого роду дуже характерні для амінокарбонових кислот. Найпростіший їх представник – амінооцтова кислота (гліцин) утворює хелати з іонами Cu²⁺, Pt²⁺, Rh³⁺, наприклад:

Відомі також комплекси з складнішими амінокарбоновими кислотами та їхніми аналогами. Такі ліганди називають комплексонами. Двозарядний аніон етилендиамінтетраоцтової кислоти, який називається у вигляді двонатрієвої солі комплексоном ІІІ, або трилоном Б, дає з двовалентним металом комплекс типу

Хелатні сполуки мають особливу міцність, оскільки центральний атом у них ніби “блокований” циклічним лігандом. Найбільшу стійкість мають з п’яти- і шестичленними циклами. Комплексони так міцно зв’язують катіони металу, що при добавлянні їх розчиняються такі погано розчинні речовини, як сульфати кальцію і барію, оксалати і карбонати кальцію. Тому їх застосовують для зм’якнення води, маскування “зайвих” іонів металу при фарбуванні і виготовленні кольорової плівки. Широко застосовуються вони в аналітичній хімії.

Багато органічних лігандів хелатного типу є дуже чутливими і специфічними реагентами на катіони перехідних металів. До них належать, наприклад, диметилглікосим, запропонований Л.О.Чугаєвим, як реактив на іони Ni²⁺ та Pd²⁺.

Велику роль відіграють хелатні сполуки і в природі. Всі перелічені класи комплексних сполук є одноядерними, бо мають один центральний атом. Трапляються комплекси і складнішої структури, які містять два або кілька центральних атомів одного і того самого або й різних елементів. Ці комплекси називаються полі (багато) ядерними.

Місткові – комплекси з містковими атомами або групами атомів, наприклад з містковими атомами хлору (хлоро-), (оксо-), (аміно-), (гідроксо-).

[Сr(NH₃)₅ – OH ® (NH₃)₅Cr]Cl3 біядерний з однією містковою групою ОН.

Кластери – комплекси, в яких атоми металу безпосередньо зв’язані один з одним. Це спостерігається наприклад, в димерах [(СО)₅Mn–Mn(CO)₅], [Re₂H₂Cl₈]^2-.

До багатоядерних сполук належать також ізополі- і гетерополікислоти.

4. Номенклатура комплексних сполук.

Існує багато способів утворення назв комплексних сполук, в тому числі і традиційних. Наведимо номенклатуру відповідно до рекомендацій Міжнародної спілки теоретичної і прикладної хімії.

1. Назву комплексної сполуки починають із зазначення складу внутрішньої сфери, потім називають центральний атом і приводять значення його ступеня окиснення. У внутрішній сфері спочатку називають ліганди-аніони, а потім ліганди-нейтральні молекули. Ліганд-аніон несе латинську назву із закінченням “О”:

· Cl^- - хлоро,

· SO₃^2- - сульфіто,

· CN

Біогенні елементи. Комплексоутворення у біологічних системах.

1. Біогенні елементи. Характерні реакції іонів деяких макро- та мікроелементів.

1. Біогенні елементи. Макро- і мікроелементи.

2. Властивості та біологічна роль деяких s-елементів (калій К, натрій Na, кальцій Са, магній Мg).

3. Властивості та біологічна роль деяких р-елементів (фтор, хлор, бром, йод).

4. Властивості та біологічна роль деяких d-елементів (залізо, марганець).

2. Комплексоутворення в біологічних системах. Визначення загальної твердості води.

1. Комплексні сполуки. Координаційна теорія А.Вернера.

2. Поняття про металовмісні біокомплекси.

3. Комплексони. Трилон Б та механізм його взаємодії з 2- і 3-зарядними іонами металів.

4. Вплив реакції середовища на взаємодію іонів металів з трилоном Б.

5. Індикатори методу комплексонометрії та механізм зміни їх кольору.

6. Твердість води та методи її усунення. Визначення загальноїі твердості води..

7. Санітарно-гігієнічна оцінка якості питної води за твердістю. Застосування трилону Б в медицині.

У живих організмах людини і тварин за допомогою різних фізико-хімічних і хімічних методів виявлено понад 80 хімічних елементів, що надходять в організм разом з водою і їжею. Вони входять до складу різних біологічних систем і відіграють певну фізіологічну роль.

Засновник біогеохімії акад. В. Вернадський, вивчаючи розподіл хімічних елементів у земній корі, вперше обгрунтував роль живої речовини в міграції елементів та показав значення хімічних елементів для життєдіяльності та еволюції організмів людини та тварин. Організм вибірково асимілює з біосфери певні хімічні елементи. При цьому їх концентрація залежить від розчинності сполук цього елемента середовищі існування організму, а також заряду ядра даного елемента.

• 47 хімічних елементів є постійно, тому вони називаються біогенними.Найважливішими є хімічні елементи, що становлять 97,5 % від загальної маси організму. Це шість елементів О, С, Н, N, P, S, які є органогенними елементами.

Залежно від кількісного вмісту всі біоелементи А. Виноградов розділив на макро-, мікро- і ультрамікроелементи.

• До макроелементів, крім елементів-органогенів, відносять елементи:

натрій Na, калій K, кальцій Ca, магній Mg, хлор Cl.

вміст яких в організмі становить 0,01 % і більше маси тіла

Макроелементи виконують роль пластичного матеріалу.

• Мікроелементи – 10^-3–10^-5 %.

ферум Fe, йод J, флуор F, цинк Zn, купрум Cu, манган Mn, кобальт Co,

хром Cr, нікол Ni, молібден Mo, алюміній Al

Мікроелементи входять до складу ферментів, вітамінів, гормонів.

• Ультрамікроелементи – Au, Hg, Tl

Вміст біометалів в організмі

Біометал	% мас.	г/70 кг
Кальцій Ca	1,5	1050
Калій K	0,35	245
Натрій Na	0,15	105
Магній Mg	0,05	35
Ферум Fe	0,01	5

s-елементи Na, K, Ca, Mg

• Na – e = Na+

Солі натрію в організмі знаходяться переважно в розчинному стані в плазмі крові, в лімфі, в лікворі, в травних соках. В клітинах натрію значно менше, зосереджується в позаклітинних зонах. Натрій відіграє важливу роль у затриманні води в організмі. 1 г натрію може затримати до 25 г води.

Йому належить важлива роль у перерозподілі води між клітинами i рідинами організму, а також в регуляції обміну води в цілому. Натрій хлорид є основним матеріалом, з якого утворюється соляна кислота. В цьому процесі беруть також участь хлориди калію, кальцію та магнію. Ці солі відіграють найбільшу роль в осмотичних процесах. Іони натрію також необхідні для нормальної збудливості м'язів.

Солі калію, як і натрію, добре розчинні у воді, вони є у всіх тканинах організму. На відміну від натрію, калій в більших кількостях міститься в клітинах, тому натрій звичайно звуть екстрацелюлярним, а калій iнтpaцелюлярним елементом. Так, наприклад, з 8 - 9 г калію, що є в крові, 95 - 96% знаходиться в еритроцитах i лише 3 - 5% у плазмі. Багато калію в травних соках. Іони калію посилюють функції парасимпатичної нервової системи i зменшують збуджуючий вплив натрію на м'язи. Калій посилює дію ацетилхоліну на нервові закінчення в м'язах.

Загальна характеристика s – елементів І А групи. Лужні метали.

1. Загальна характеристика елементів І А групи.

2. Хімічні властивості сполук.

3. Біологічна роль елементів І А групи та їх використання у медицині і фармації.

1. Загальна характеристика елементів І А групи.

Головна підгрупа першої групи періодичної системи включає елементи літій, натрій, калій, рубідій і цезій, а також дуже нестабільний елемент францій. Всі ці елементи об’єднують під спільною назвою лужні метали, так як гідроксиди двох головних представників цієї групи – натрію і калію – здавна були відомі під назвою лугів. З цих лугів, піддаючи їх у розплавленому стані електролізу Деві в 1807 році вперше добув вільні калій і натрій.

У зовнішньому електронному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації. Однозарядні позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко.

Однакова будова не тільки зовнішнього, а й передостанього електронного шару атомів усіх лужних металів, крім літію, зумовлює велику подібність властивостей цих елементів. В той же час збільшення заряду ядра і загального числа електронів в атом при переході згори вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їхніх властивостях: більш легке віддавання валентних елктронів і посилення металічних властивостей із збільшенням порядкового номера.

	t атома, А°	t Е^+, А°	Еіоніз., еВ
Li	1.55	0.68	5.39
Na	1.89	0.98	5.14
K	2.36	1.33	4.34
Rb	2.48	1.49	4.18
Cs	2.68	1.65	3.89
Fr	2.80	1.87	3.98

Порівняно з елементами інших підгруп у елементів першої групи головної підгрупи найнижчі перші енергії іонізації, а розміри атомів й іонів найбільші. Отже, у них найбільш виражені металічні властивості і вони проявляють ступінь окиснення СО тільки +1, Найнижчу енергію іонізації серед лужних, як і серед інших металів, має францій, тому за своїми хімічними властивостями він є найактивніший метал.

У вигляді простих речовин лужні метали – це сріблясто-білі метали ( виняток цезій Cs – золотисто-жовтий) з об’ємно центрованою кристалічною решіткою.

Li	r=0.53г/см^3	Тпл = 179°С	Ткип = 1350°С
Na	0.97	98	900
K	0.85	63	776
Rb	1.50	39	689
Cs	1.9	29	666

Як видно з приведенням даних густина металів невелика (Li, Na, K легші за воду), температури плавлення і кипіння невисокі. Ці метали дуже м’які, легко ріжуться ножем.

Всі лужні метали дуже реакційноздатні і на повітрі одразу окислюються; цезій і рубідій самозаймаються. Тому всі вони зберігаються під шаром гасу або парафінової олії.

Натрій енергійно взаємодіє з водою і навіть плавиться завдяки теплоті, яка виділяється внаслідок реакції, однак водень, який виділився не загоряється навіть при доступності повітря, якщо тільки кулька натрію може вільно рухатися по поверхні води. Калій реагує з водою настільки активно, що водень, який виділяється при контактуванні з повітрям зразу займається. Ще більш чіткі відмінності між обома елементами спостерігаються в їх відношенні до брому і йоду. Натрій реагує з бромом при кімнатній температурі лише з поверхні; а з йодом його обережно можна навіть силавити без видимої взаємодії. Якщо ж в рідкий бром вкинути шматок калію, то відбувається сильний вибух; це ж спостерігається при нагріванні калію з йодом.

Поширення. Завдяки надзвичайній схильності до окиснення лужні метали ніколи не зустрічаються у вільному стані, а лише включно у формі своїх сполук. Однак, саме в такому вигляді натрій і калій належать до найбільш поширених елементів. Їх вміст в земній корі складає » 2,4 – 2,6%. Натрій виявлено в атмосфері Сонця і міжзірковому просторі. Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам’яна сіль, галіт), Na₂SO₄ × 10H₂O (мірабіліт, глауберова сіль), Na₃AlF₆ (кріоліт), Na₂B₄O₇ × 10H₂O (бура); він входить у склад багатьох природніх силікатів і алюміносилікатів. Сполуки натрію містяться в рослинних і тваринних організмах, в останньому випадку головним чином у вигляді NaCl. В крові люлюдини іони Na⁺ складають 0,32%, в кістках = 0,6%, в м’язевій тканині 0,6 –1,5 %.

Найбільш важливими мінералами калію є: сильвін KCl, сильвініт KCl×NaCl, карналіт KCl×MgCl₂×6H₂O, каїніт KCl×MgSO₄×3H₂O.

В морській воді K і Na містяться у співвідношенні 1 : 40.

К міститься в попелі рослин у вигляді карбонату (поташу). І навпаки, вміст натрію у попелі материкових рослин незвичайний. Тільки прибережні і морські рослини містять великі кількості натрію, головним чином у вигляді органічних сполук. Окремі рослини містять також помітні кількості літію, наприклад, тютюн.

Добування і застосування. Лужні метали Li і Na добувають електролізом їхніх розплавлених гідроксидів, хлоридів або легкоплавких сумішей хлоридів.

Найважливішою областю застосування літію є атомна енергетика. Його використовують як джерело отримання тритію; , а також, як теплоносій в атомних реакторах.

Натрій використовується в металотермії. Металічний натрій і його рідкий сплав з калієм використовують в органічному синтезі. Як відновник використовується часто амальгама натрію. Як теплоносій застосовується в ядерних енергетичних установках, в клапанах авіаційних двигунів, в хімічних виробництвах (для рівномірного нагріву в області 450 - 650°С).

Загальні фізичні властивості.

· Електропровідність.

Лужні метали за електропровідністю поступаються лише сріблу. Найкращий провідник серед лужних металів – натрій – має опір, який майже в 3 рази перевищує опір срібла.

· Пари металів.

Лужні метали в пароподібному стані в основному одноатомні. Це було спочатку встановлено шляхом визначення відношення питомих теплоємкостей. Однак пізніше визначення густини парів показано, що в основному в саме легких лужних металів відбувається помітна асоціація атомів в двохатомні молекули (існування їх вперше встановлено спектроскопічно). Для парів натрію при атмосферному тиску і температурі кипіння натрію ступінь асоціації складає 16%. Пари лужних металів інтенсивно забарвленні. Пари натрію мають пурпурове забарвлення, подібне до забарвлення розведеного розчину KMnO₄. калій в парах забарвлений в синьо-зелений колір

Лужні метали або їх не дуже важколетні сполуки забарвлюють полум’я газового пальника в характерні кольори:

Li – карміново-червоний;

Na – жовтий;

K, Pb, Cs – фіолетовий.

Хімія літію та його сполук.

Літій від інших лужних металів відрізняється більшим значенням енергії іонізації і невеликим розміром атома та іона. Літій за властивостями нагадує магній (діагональна періодичність в періодичній системі).

Для літію характерне утворення іонного зв’язку. Тому координаційне число Li в сполуках на відміну від інших елементів 2 – го періоду більше, ніж 4. Разом з тим, внаслідок невеликого розміру іон Li²⁺ характеризується високою енергією сольватації, а в літій – органічних сполуках утворює ковалентний зв’язок.

За вийнятком LiF всі галогеніди розчинні у воді.

Взаємодія з водою. Енергійно Li розкладає воду:

Гідроксид літію – безколірна, гігроскопічна (але найменше серед гідроксидів лужних металів) речовина розчинна у воді. Сильна основа. Однак по розчинності у воді, спирті і силі LiOH поступається гідроксидам І А групи і скоріше нагадує гідроксиди лужноземельних металів, зокрема при нагріванні розкладається:

,

Літій легко взаємодіє з кислотами, утворюючи солі.

Солі літію за вийнятком LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄ є розчинними у воді.

Хімія натрію та його сполук.

За хімічними властивостями натрій – дуже активний метал. На повітрі одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти окиснення. При звичайній температурі самозаймається в атмосфері хлору і брому. При невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з рідким бромом, S, I₂, H₂. з металами утворює інтерметалічні сполуки: NaSn₆, NaSn₄, NaSn₃ та інші.

Для натрію (І) найбільш характерні іонні сполуки. Його сполуки мають кристалічну будову, в розплавленому і розчинному стані є електролітами, добре розчиняються у воді. Важкорозчинними є нечисленні похідні із складними аніонами, наприклад Na[Sb(OH)₆], порівняно незначно розчинним є гірокарбонат натрію.

Оскільки поляризуюча дія іона Na⁺ незначна, то комплексні сполуки для натрію нехарактерні. Навіть аквакомплекси малостійкі. Тому більшість його солей кристалогідратів не утворюють. Відносно стійкими є кристалогідрати: Na₂SO₄ × 10H₂O, Na₂CO₃ × 10H₂O; але є тектогідратами, тобто мають структуру льоду, яка стабілізується внаслідок стягування електростатично взаємодіючих між собою позитивно і негативнозаряджених іонів.

1. Гідриди (взаємодія з воднем):

(при невеликому нагріванні).

2. Взаємодія з киснем.

Утворення пероксидів характерно:

(пероксид);

(оксид).

Оксид утворюється тільки при відновленні пероксиду натрію металічним натрієм.

Із сполук з киснем відомі малостійкі азонід NaO₃ і надпероксид NaO₂.

Пероксиди реагують з водою і кислотами:

Реагує з моно- і диоксидами вуглецю:

Остання реакція використовується в дихальних апаратах, які використовуються пожежниками і водолазами, а також для збагачення або оновлення повітря в приміщеннях, наприклад на підводних човнах.

3. Взаємодія з водою.

З інших хімічних методів гідроксид натрію отримують вапновим способом:

Гідроксид натрію – сильна основа, добре розчинна у воді, етанолі; не розкладається при нагріванні (на відміну від LiOH).

Солі натрію.

Добре розчинні у воді (за винятком NaHCO₃, який слабо розчинний). Отримати солі можна багатьма хімічними реакціями. Солі всі безбарвні.

Гідрокарбонат натрію розкладається при нагріванні:

Аналітична реакція на Na⁺.

При дії гексагідроксоантимонату калію на нейтральний або слабколужний розчин солі Na⁺ випадає білий зернистий осад гексагідроксоантимонату (V) натрію:

Хімія елементів підгрупи калію та їхніх сполук.

Елементи підгрупи калію - K, Pb, Cs – найбільш типові металічні елементи – катіоногени. При підвищені порядкового номера ця ознака в в елементів посилюється. Для них найбільш характерні сполуки з переважно іонним типом зв’язку. Внаслідок незначної поляризуючої дії іонів (малий заряд, стійкість електронної структури, великі розміри), комплексоутворення з неорганічними лігандами для K⁺, Pb⁺, Cs⁺, Fr⁺ нехарактерне, навіть кристалогідрати для них майже невідомі.

Калій і його аналоги – винятково реакційноздатні метали. На повітрі калій одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти взаємодії; цезій і рубідій самозаймаються. Калій і елементи його підгрупи розміщуються на початку ряду напруг. Взаємодія калію з водою супроводжується самозайманням водню, який виділяється, а взаємодія Pb, Cs – навіть вибухом.

Взаємодія з воднем. При нагріванні калій і його аналоги легко взаємодіють з воднем, утворюючи гідриди:

2К + Н₂ = 2КН

Гідриди лужних металів – сильні відновники. При нагріванні, а також при дії води і кислот гідриди розкладаються з виділенням водню:

КН + Н₂О = КОН + Н₂

КН + НСl = КСl + Н₂

(як основи себе ведуть).

Взаємодія з киснем. При горінні в струмені кисню калій і його аналоги утворюють надпероксиди:

КО₂ RbO₂ СsO₂

Оранж. Темно-коричн. Жовтий

К + О₂ = КО₂

Непрямим шляхом можна отримати пероксиди Е₂О₂, які є менш стійкі, ніж пероксид натрію Na₂O₂.

Пероксиди і надпероксиди – сильні окиснювачі. Водою, а тим більше розведеними кислотами вони легко розкладаються:

2КО₂ + 2Н₂О = 2КОН + Н₂О₂ + О₂

Ще більш сильними окиснювачами є озоніди ЕО₃.

Вони утворюються при дії озону на тверді гідроксиди:

4KOH + 4O₃ = 4KO₃ + O₂ + 2H₂O.

При зберіганні озоніди поступово розкладаються вже за звичайних умов:

2KO₃ = 2KO₂ + O₂, DG°₂₉₈ = -86кДж/моль,

а у воді вони інтенсивно і бурхливо виділяють кисень:

4КО₃ + 2Н₂О = 2К⁺ + 2ОН^- + 5О₂.

Оскільки пероксиди і надпероксиди є достатньо легкоплавкі, то вони часто входять в склад окиснюючих сумішей.

Оксиди. При відновленні пероксидів ЕО₂ металами отримують оксиди:

КО₂ + 3К = 2К₂О.

К2О Rb2O Cs2O

Білий жовтий оранжевий

Оксиди калію і його аналогів – дуже реакційноздатні речовини, енергійно взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди. Про посилення хімічної активності в ряду Li₂O – Na₂O – K₂O – Rb2O – Cs₂O можна говорити за зміною значень енергії Гіббса для реакції:

1/2 ЕО_2(к) + 1/2Н₂О_(г) = ЕОН _(к),

DG LiOH NaOH KOH RbOH CsOH

¯ -46,8 -77,6 -102,4 -104,5 -104,5 кДж/моль.

Це й ж приклад свідчить і про значну відмінність властивостей при переході від Li до Na і від Na до K, а також про більшу подібність властивостей K, Rb і Cs.

Взаємодія з водою. Гідроксиди.

Взаємодія калію з водою супроводжується навіть вибухом.

Гідроксиди КОН, RbOH, CsOH - безколірні, дуже гігроскопічні речовини. При прокалюванні вони, подібно до NaOH, піддаються дистиляції без розкладу. Вони добре розчинні у воді і при цьому виділяється значна кількість тепла. У водних розчинах ЕОН, подібно до NaOH, іонізовані або дисоційовані майже повністю і є дуже сильними основами – лугами – КОН, RbOH, CsOH. Найбільше значення серед них має гідроксид калію (їдке калі) КОН. Його отримують електролізом водного розчину KCl.

Солі лужних металів.

На відміну аналогічних солей Li+ і Na+ такі ж сполуки елементів підгрупи калію як перхлорати ClO₄, хлороплатинати E₂PtCl₆, нітритокобальтати E₂[Co(NO₂)₆] та деякі інші є важкорозчинними.

З численних похідних елементів підгрупи калію найбільше значення мають похідні калію. Близько 90% отримуваних солей калію використовуються як добрива (у вигляді KNO₃, KCl, K₂SO₄ та ін.). сполуки калію застосовуються також у виробництві скла, мила та ін.

Хлорид калію KCl застосовують у медицині: різноманітні розчини: ін’кційні, діалізні і т.д.

KNO₃ – не гігроскопічний (на відміну NaNO₃) і тому застосовується для виробництва пороху.

K₂CO₃ – поташ, добре розчинний у воді, гігроскопічний.

Аналітична реакція на К⁺. К⁺ можна виявити, осаджуючи його у вигляді перхлорату калію:

KCl + NaClO₄ = KClO₄¯ + NaCl.

Білий крист.

Чутливою є реакція з гексанітритокобальтатом (ІІІ) натрію:

3KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] = 3NaCl = K₃[Co(NO₂)₆]¯

жовтий крист. осад

Гідратація іонів лужних металів у водних розчинах.

Енергія, яка виділяється при гідратації іонів, називається енергією гідратації або теплотою гідратації.

	Li^+	Na^+	K^+	Pb^+	Сs^+
Qгідр., ккал/моль	112	99	82	77	71
Чіона, А°	0.78	0.98	1.33	1.49	1.65

Взаємодія лужних металів з аміаком. В рідкому NH₃ лужні метали розчиняються з утворенням темно-синього ззабарвлення. В більшості випадків вважають, що ці розчини є колоїдними за природою. При пропусканні над розплавленими лужними металами газоподібного аміаку утворюються аміди:

2Na + 2NH₃ ® 2NaNH₂ + H₂

Біологічна роль елементів ІА групи та їх використання у медицині і фармації.

Фізіологічне значення іонів K⁺ i Na⁺ пов’язане із їх різною здатністю до адсорбції. Сполуки натрію незначно адсорбуються, тоді як калію – міцно утримуються різними сорбентами.

Мембрани клітин, будучи поверхнею розділу клітина – середовище, проникні є для іонів K⁺ , внаслідок чого внутрішньоклітинна концентрація K⁺ значно вища, ніж іонів Na⁺ . в той же час в плазмі крові концентрація Na⁺ перевищує вміст в ній калію. З цією обставиною пов’язують виникнення мембранного потенціалу клітин. Іони K⁺ i Na⁺ - одні з головних компонентів рідкої фази організму. Їх співвідношення з іонами Са²⁺ строго визначене, а його порушення приводить до патології. Введення іонів Na⁺ в організм не викликає помітного шкідливого впливу. Підвищений же вміст іонів K⁺ є шкідливим, але за звичайних умов ріст його концентрації ніколи не досягає небезпечних величин.

Іони калію разом з іонами натрію беруть участь в проведенні нервового імпульсу по системі нейронів. Нормальний ритм м’язевої роботи організму, наприклад, скорочення серця, підтримуються при певному співвідношенні іонів калію і натрію.

Розчин KMnO₄ використовують, як знезаражувальий засіб.

Рубідієві препарати інколи застосовують в медицині як снодійні і знеболюючі засоби у лікуванні окремих форм епілепсії.

Серед сполук Cs для медицини представляє інтерес ізотоп . При радіоактивному лікуванні злоякісних пухлин він має переваги перед використовуваним , так як має в 4 рази менш жорстке g - випромінювання і більш довгий період напіврозпаду.

З’явилися публікації, в яких стверджується, що радіоактивність Fr може бути корисною при діагностиці онкологічних захворювань: він вибірково здатний накопичуватися в пухлинах на ранніх стадіях їх розвитку.

NaCl – ізотонічний розчин, ін’єкційні та інфузійні розчини.

NaHCO₃ – для зниження кислотності шлунка.

Літій Li як мікроелемент необхідний для нормальної діяльності організму. Сполуки Li - для лікування подагри. Велика концентрація Li в організмі – токсична.

Хімія елементів ІІА групи. Лужноземельні метали.

1. Загальна характеристика елементів ІІ А групи.

2. Хімічні властивості берилію, магнію та елементів підгрупи кальцію

3. Біологічна роль кальцію. Застосування Mg, Ca, Ba в медицині та фармації

1. Загальна характеристика елементів ІІАгрупи.

До s – елементів ІІ групи належать типові елементи – берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Деякі константи цих сполук наводимо:

	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
Валентні електрони	2s^2	3s^2	4s^2	5s^2	6s^2	7s^2
rатома, нм	0.113	0.160	0.197	0.215	0.221	0.235
rіона, Е^2+, нм	0.034	0.074	0.104	0.120	0.133	0.144
E2іоніз,еВ	18.21	15.03	11.87	11.03	10.00	10.15

У відповідності з будовою валентного електронного шару s елементи ІІ групи проявляють ступінь окиснення +2. Як і в інших головних підгрупах, в ряду розглянутих елементів із збільшенням порядкового номера енергія іонізації атомів зменшується, радіуси атомів та іонів збільшуються, металічні властивості хімічних елементів посилюються.

Головні представники цієї підгрупи – кальцій, стронцій і барій відомі під загальною назвою лужноземельних металів.

Назву “лужноземельні” ці метали отримали тому, що їх оксиди за своїми хімічними властивостями є проміжними між лугами (тобто оксидами і гідроксидами лужних металів) і “землями” (тобто оксидами таких елементів, типовим представником яких є алюміній – головна складова частина глин). Внаслідок цього перехідного положення оксидам кальцію, стронцію і барію і дали назву “лужні землі”.

Перший елемент цієї підгрупи, берилій (якщо не брати до уваги його валентність), за своїми властивостями набагато ближчий до алюмінію, ніж до вищих аналогів своєї підгрупи. Другий елемент цієї підгрупи, магній, також в окремих відношеннях значно відрізняється від лужноземельних металів у вузькому значенні цього терміну. Деякі окремі реакції зближують його з елементами побічної підгрупи другої групи, особливо з цинком (так сульфати магнію і цинку MgSO₄ i ZnSO₄ на противагу сульфатам лужноземельних металів легко розчинні, ізоморфні один одному і утворюють аналогічні по складу подвійні солі).

Вважкий (r = 6 г/см³) з елементів другої групи – радій – за своїми хімічними властивостями, відповідає типовим представникам лужноземельних металів. В зв’язку з особливостями його поширення в природі, а також внаслідок найбільш характерної його властивості – радіоактивності (звідки й пішла його назва) доцільно відвести йому особливе місце. За виключенням радію, всі елементи лужноземельної підгрупи належать до легких металів. Легкими називаються метали, густина яких не перевищує 5 г/см³:

	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
r, г/см^3	1.85	1.74	1.54	2.63	3.76	~6

За своєю твердістю метали головної підгрупи ІІ групи значно переважають лужні метали. Найбільш м’який з лужноземельних металів, барій (властивості якого найбільш близькі до лужних металів), володіє приблизно твердістю свинцю.

Їх типова валентність ІІ (лише в виняткових випадках вони бувають одновалентними) заставляє віднести всі ці метали до головної підгрупи ІІ групи. Крім того всі вони вмявляють сильно електропозитивний характер, який визначається їх положення в лівій частині електрохімічного ряду напруг, а також сильною спорідненістю до електронегативних елементів.

Всі метали розкладають воду. Однак дія берилію і магнію на воду протікає дуже повільно внаслідок малої розчинності гідридів, які утворюються в результаті цієї реакції. Наприклад для магнію:

Mg + 2H2O = Mg(OH)₂ + H₂

Гіроксиди магнію і берилію, утворившись на поверхні металів Be і Mg, закривають металічну поверхню від доступу води. Тому навіть маленькі шматки стружки магнію необхідно витримати при кімнатній температурі в контакті з водою протягом декількох діб, перш ніж вони перетворяться в гідроксид магнію. лужноземельні метали реагують з водою значно енергійніше, що пояснюється кращою розчинністю їх гідроксидів:

	Be(OH)2	Mg(OH)2	Ca(OH)2	Sr(OH)2	Ba(OH)2
S, моль/л	8 × 10^-6	5 × 10^-4	2 × 10^-2	7 × 10^-2	2 × 10^-1

Гідроксид барію розчиняється найлегше (барій реагує енергійно із спиртом). У порядку зростання розчинності гідроксидів зростає їх основний характер – від амфотерного гідроксиду берилію до сильної основи – гідроксиду барію – їдкого барію. Оксиди лужноземельних металів реагують з водою з утворенням гідроксидів.

Цікавою особливістю елементів головної підгрупи ІІ групи є сильна спорідненість до азоту. Схильність до утворення споук з азотом зростає в цих елементів із збільшенням порядкового номера. У власне лужноземельних елементів ця тенденція настільки велика, що останні повільно сполучаються з азотом вже при звичайній температурі (незначному нагріванні), утворюючи нітриди:

Лужноземельні метали, подібно до лужних металів, сполучаються з воднем, утворюючи гідриди, наприклад:

Са + Н₂ = СаН₂

Всі елементи головної підгрупи другої групи утворюють безколірні іони, які мають заряд +2:

Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ra²⁺.

Безколірними є всі солі лужноземельних металів, якщо вони не є похідними аніонів.

Багато солей лужноземельних металів є важкорозчинними у воді. У зміні розчинності цих солей часто виявляється певна закономірність: так, у сульфатів розчинність швидко зменшується у підгрупі зверху вниз. Більшість солей, утворених лужноземельними металами із слабкими кислотами і з кислотами середньої сили, розчиняються важко, наприклад, фосфати, оксалати, карбонати; деякі з них, однак, легко розчинні; до останніх належить сульфіди, ціаніди, роданіди і ацетати. Внаслідок ослаблення основного характеру гідроксидів при переході від Ва до Ве в цій же послідовності зростає ступінь гідролізу їх іонів в сполуках, наприклад, карбонатів. В цьому ж напрямку змінюється і їх термічна стійкість. Тоді як карбонат барію навіть при температурі білого каління розкладається далеко не повністю, карбонат кальцію можна повністю розкласти на СаО і СО₂ вже при порівняно слабкому прожарюванні, а карбонат магнію розкладається ще легше.

Сполуки елементів головної ІІ групи, за винятком берилію і радію, поширені в природі. Кальцій і магній належать до найбільш поширених елементів (Са – 3,4% Mg – 2,0%, в земній корі). Але завдяки великій хімічній активності елементи лужноземельної групи ніколи не зустрічаються у вільному стані, а завжди у вигляді сполук.

Карбонати кальцію і магнію:

1. CaCO₃ – (мармур)

2. CaSO₄ – агідрит

3. BaSO₄ – важкий шпат

4. CaCO₃ – (вапняк, крейда)

5. CaCO₃ × MgCO₃ – доломіт

6. MgCO₃ – магнезит, гіркий шпат або тальковий шпат

7. CaSO₄ × 2H₂O – (гіпс, алебастр)

8. 3Ca₃(PO₄)₂ × Ca(F,Cl)₂ – апатит

9. BeAl₂[Si₆O₁₈] – берил, смарагд і аквамарин – різновиди берилу

Радій міститься в мізерних кількостях в рудах урану.

Прості речовини. Елементи головної підгрупи ІІ групи представляють собою сірі або білі метали (блискучі на свіжому розрізі або зломі, які швидко тм’яніють на повітрі. Хімічна активність металів зростає від Ве до Ва, і тому вже Са, Ва, Sr зберігають в посуді під шаром гасу, тоді як магнійова стружка та Ве захищаютьсебе оксидними плівками.

Магній (у вигляді стрічки або порошку) при займанні горить сліпучо білим полум’ям з виділенням білого диму. Світло, яке вилучається магнієм при горінні, багате фотохімічно активним промінням. Це використовується у фотографії (миттєва зйомка при світлі магнію).

Дуже важлива особливість магнію помічена в розчині ефіру:

СН₃

СН₃І + Mg ® Mg

І

В рідкому аміаку лужноземельні метали, як і лужні, утворюють темно-сині розчини. Після відгонки з цих розчинів аміаку залишаються тверді продукти, які мають мідний аж до золотистого блиск і є аміакатами типу [Ca(NH₃)₆], [Sr(NH₃)₆], [Ba(NH₃)₆]. В присутності каталізаторів аміакати розкладаються з утворенням амідів:

Ca(NH₃)₆ = Ca(NH₂)₂ + 4NH₃ + H₂

Аміди при нагріванні у вакуумі можуть переходити в жовті іміди:

Ca(NH₂)₂ = CaNH + NH₃

Хімічні властивості берилію та його сполук.

Берилій є типовим амфотерним елементом: в звичайних умовах він не утворює простих іонів; для нього характерні комплексні іони, як катіонного так і аніонного типу. В усіх стійких сполуках ступінь окиснення берилію +2. Для Ве(ІІ) найбільш характерне координаційне число 4 (sp³ – гібридизація валентних орбіталей).

При нагріванні берилій згоряє в кисні і на повітрі; взаємодіє з сіркою, азотом. З галогенами реагує при слабкому нагріванні або при звичайній температурі. BeO, BeS, Be₃N₂, BeCl₂, BeF₂, BeI₂, BeBr₂.

Захисна оксидна плівка перешкоджає взаємодії берилію з водою. Але, подібно до алюмінію, він реагує з кислотами і лугами:

В концентрованих колоїдних HNO₃ i H₂SO₄ берилій (як і Al) пасивується.

Більшість неорганічних сполук Ве(ІІ) є в звичайних умовах полімерними і є кристалічними речовинами білого кольору. Координаційне число незалежно від типу кристалічної решітки у берилію рівне 4. У кислих водних розчинах іони Ве²⁺ знаходяться у вигляді міцних аквакомплексів [Be(H₂O)₄]²⁺; в сильно лужних розчинах – в вигляді іонів [Be(OН)₄]²⁺.

Оксид ВеО. При сплавлянні реагує з основними і кислотними оксидами:

BeO + SiO₂ = BeSiO₃

основний

BeO + Na₂O = Na₂BeO₂

Кислотний

При нагріванні взаємодіє з кислотами ілугами:

BeO + 2H⁺ + 3H₂O = [Be(OH₂)₄]²⁺,

Основний

BeO + 2OH^- + H₂O = [Be(OH)₄]²⁺.

Гідроксид Ве(ОН)₂ – полімерна сполука, нерозчинна у воді.

Найбільше значення має хлорид і фторид: BeCl₂ i BeF₂. Амфотерність BeHal₂ найбільш чітко проявляється у фториду. Так при нагріванні BeF₂ з основними фторидами утворюються фтороберилати:

2KF + BeF₂ = K₂[BeF₄]

При взаємодії з кислотними фторидами утворюються солі берилію:

BeF₂ + SiF₄ = Be[SiF₆]

Загальне число валентних електронів у молекулах, подібних до BeCl₂, недостатнє для того, щоб цілком заповнити зовнішній електронний шар атома берилію. Тому такі молекули називаються електроннодефіцитними. Так, в молекулі BeCl₂ у зовнішньому шарі атома берилію розміщено лише 4 електрони. Тому атом берилію здатний бути акцептором електронних пар й утворювати ще два ковалентні зв’язки за донорно-акцепторним способом. В той же час кожний атом хлору (чи будь-якого галогену), що входять до складу молекули BeCl₂, має неподілені електронні пари і може виступати як їхній донор. Тому при охолодженні газоподібного хлориду берилію між окремими молекулами BeCl₂ виникають нові ковалентні зв’язки.

Солі берилію. Для берилію дуже характерні подвійні солі:

Na₂SO₄ + BeSO₄ = Na₂[Be(SO₄)₂]

Нерозчинними є BeCO₃, Be₃(PO₄)₂.

Схожість берилію з алюмінієм (діагональна схожість).

Ця подібність проявляється в амфотерних властивостях берилію і його сполук. Аналогія властивостей по діагоналі проявляється в групах неперехідних елементів, зокрема для Li – Mg, Be – Al, B – Si, і меншою мірою для Na – Ca, K – Sr. Яскраво виражену подібність, як правило, пояснюють або близькими розмірами, або близькими значеннями відношень заряду до радіусу.

Хімічні властивості магнію та його сполук.

Магній помітно відрізняється від берилію розмірами атома й іона (радіуси іонів Be²⁺ i Mg²⁺ відповідно рівні 0,034 і 0,078). Від свого сусіда по періоду – алюмінію – магній відрізняється меншим числом валентних електронів і відносно великим розміром атома. Отже, у магнію металічні ознаки проявляються сильніше, ніж у берилію і алюмінію. Зокрема, для магнію менш характерне утворення ковалентного зв’язку, ніж для берилію і алюмінію, і більш характерне утворення іонного зв’язку. У цьому відношенні він ближчий до типових металічних елементів підгрупи кальцію.

Магній – активний метал. Легко взаємодіє з галогенами, при нагріванні згоряє на повітрі, окиснюється сіркою і азотом. З холодною водою взаємодіє дуже повільно, так як гідроксид магнію, який утворюється в результаті реакції, є погано розчинним і захищає металічний магній від подальшої взаємодії з водою. При нагріванні взаємодія з водою значно пришвидшується, внаслідок зростання розчинності гідроксиду магнію в гарячій воді. З кислотами магній енергійно реагує за винятком HF, H₃PO₄, H₂CO₃, які утворюють малорозчинні сполуки. З лугами, на відміну від берилію, магній практично не реагує. Концентрована сірчана кислота та її суміші з азотною кислотою пасивують метал (за рахунок утворення оксидної плівки).

Атом магнію характеризується наявністю дванадцяти електронів, з яких два перебувають на 3s – орбіталі. У збудженому стані атом магнію має два неспарених елекрони, що зумовлює у сполуках його ступінь окиснення +2. Завдяки наявності у атома магнію вакантних орбіталей він може виявляти схильність до утворення донорно-акцепторних зв’язків. Одна s-, три р- і дві d- орбіталі гібридизуються і sp³d³ гібридизація забезпечує координаційне число 6 в комплексних сполуках.

Сполуки магнію (ІІ).

Оксид магнію MgO. Білий пухкий порошок, який в техніці отримують розкладанням карбонату:

MgCO₃ = MgO + CO₂

Він хімічно активний і проявляє основні властивості:

MgO + H₂O = Mg(OH)₂,

MgO + CO₂ = MgCO₃,

MgO + HCl = MgCl₂ + H₂O.

Прожарений оксид магнію втрачає хімічну активність, стає дуже твердим.

Гідроксид магнію Mg(OH)₂. У воді розчиняється незначно; є основою середньої сили. Добувають при дії лугів на розчинні солі магнію:

MgCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Mg(OH)₂¯

При взаємодії з кислотами утворює солі, катіонами яких в розчині є [Mg(H₂O)₆]²⁺ ; ці іони входять в склад твердих кристалогідратів: MgCl₂ × 6H₂O, Mg(NO₃)₂ × 6H₂O, Mg(ClO₄)₂ × 6H₂O, MgSiF₆ × 6H₂O.

Солі магнію.

Погано розчинними є солі слабких кислот: Mg₃(PO₄)₂, MgCO₃, MgF₂. Безводні солі Mg(II) дуже гігроскопічні, особливо відзначається здатнітю поглинати вологу Mg(ClO₄)₂. Він енергійно поглинає вологу (до 60% від маси солі).

Гідрид магнію можна добути з простих речовин при нагріванні під тиском. Він є стійкішим, ніж гідрид берилію. З водою і метанолом взаємодіє так само, як гідрид берилію:

MgH₂ + 2HOH = Mg(OH)₂ + 2H₂,

MgH₂ + 2CH₃OH = Mg(OCH₃)₂ + 2H₂.

Схожість Mg²⁺ з Li⁺. Це приклад діагональної схожості – подібності в хімічних властивостях. Наприклад, при нагріванні гідроксидів магнію і літію утворюються оксиди:

Mg(OH)₂ Û MgO + H₂O,

2LiOH Û Li₂O + H₂O.

Подібність хімічних властивостей пояснюється майже однаковим розміром іонів Li⁺ і Mg²⁺, радіуси іонів відповідно 0,60 і 0,65А°.

Хлорофіл. Іон Mg²⁺ може використовувати свої 3d орбіталі для утворення донорно–акцепторних зв’язків. Саме тому Mg²⁺ своїми 3d-орбіталями входить в чотирипіральне кільце порфірину і утворює систему хлорофілу.

Хімічні властивості елементів підгрупи кальцію.

Кальцій, стронцій і барій на відміну від раніше розглянутих елементів мають відносно великі атомні радіуси і низькі значення потенціалів іонізації. Тому в умовах хімічної взаємодії кальцій і його аналоги легко втрачають валентні електрони і утворюють прості іони Е²⁺. Оскільки ці іони мають електронну конфігурацію s2p6 і великі розміри (тобто слабо поляризуються), то комлпексні іони з неорганічними лігандами у елементів підгрупи кальцію нестійкі. Хімічні активність зростає в ряду Ca – Sr – Ba.

Кальцій, стронцій і барій енергійно взаємодіють з активними неметалами вже при звичайних умовах. З менш активними (такими, як азот, водень, вуглець, кремній та інші) лужноземельні метали реагують при більш чи менш сильному нагріванні. Реакції супроводжуються виділенням великої кількості тепла. Взаємодія з водою, навіть на холоді, супроводжується розчиненням, оскільки утворюються при цьому більш чи меншрозчинні гідроксиди.

Хімічні властивості сполук елементів підгрупи кальцію.

Неорганічні сполуки кальцію і його аналогів - кристалічні речовини, у більшості випадків з високими температурами плавлення.

Оксиди. Отримують в лабораторії термічним розкладом відповідних карбонатів або нітратів:

CaCO₃ Û CaO + CO₂

2Ba(NO₃)₂ Û 2BaO + 4NO₂ + O₂

В техніці оксиди добувають термічним розкладом природніх карбонатів. Оксиди енергійно взаємодіють з водою, утворюючи більш або менш розчинні основи Е(ОН)₂ і виділяючи велику кількість тепла:

ЕО + Н₂О = Е(ОН)₂ DН < 0

Гідроксиди Е(ОН)₂.

Гідроксиди елементів підгрупи кальцію – сильні основи, які за силою поступаються лише гідроксидам s – елементів І групи. В ряду Са(ОН)₂ – Sr(OH)₂ – Ba(OH)₂ посилюється основний характер гідроксидів. В цьому ж напрямку по силюється розчинність і термічна стійкість. Про посилення основних властивостей оксидів при переході від Be(OH)₂ до Ва(ОН)₂ можна говорити по значеннях вільної енергії Гіббса реакції утворення СО₃ карбонатів:

	BeCO3	MgCO3	CaCO3	SrCO3	BaCO3
DG°298,ECO3, кДж/моль	25.1	- 38.1	- 74.9	- 110.0	- 128.0

Е(ОН)₂ + СО₂ = ЕСО₃ + Н₂О DG, (ЕСО₃)

Солі. Про посилення властивостей однотипних сполук в ряду Ca(II) – Sr(II) – Ba(II) свідчить також збільшення стійкості солей з однаковим складним аніоном:

ЕСО₃ Û ЕО + СО₂

	BeCO3	MgCO3	CaCO3	SrCO3	BaCO3
t розкл°, С	100	300	900	1200	1350

Основні властивості солей в ряду СaF₂ – SrF₂ – BaF₂ зростають. Про це свідчить стійкість їх комплексних сполук з BеF₂. в ряду СaВеF₄ – SrВеF₄ – BaВеF₄ стійкість сполук помітно зростає: фтороберилат барію плавиться без розкладу (при 1080°С), а фтороберилат кальцію при нагріванні (до 890°С) розкладається на СaF₂ – BеF₂. Добре розчинні хлориди, броміди, йодиди і нітрати, більш або менш розчинні гідросульфати і гідрокарбонати та інші солі, а також сульфіди, гідроксиди і гідросульфіди.

Солі кальцію і його аналогів гідролізу не піддаються.

1. Гідриди ЕН₂ і нітриди E₃N₂.

Взаємодіють з водою:

EH₂ + 2HOH = E(OH)₂ + 2H₂,

E₃N₂ + 6H₂O = 3E(OH)₂ + 2NH₃

2. Перекисні сполуки.

Висока активність Са і його аналогів проявляється також в їх здатності утворювати численні перекисні сполуки, наприклад:

· Пероксиди ЕО₂ (білі)

· Надпероксиди Е(О₂)₂ (жовті)

В ряду Ca(II) – Sr(II) – Ba(II) стійкість цих сполук зростає.

3. Застосування хімічних сполук елементів підгрупи кальцію.

Природні сполуки кальцію широко застосовуються у виробництві в’яжучих матеріалів: цементів, гіпсові матеріали, вапно.

Цемент – це силікати і алюмінати кальцію, так як в їх склад входять Si i Al – хімічні елементи, особливо схильні до утворення гетероланцюгових полімерів (в основі яких лежать зв’язки Si – O – Si i Al – O – Al).

Гіпсові матеріали – палений гіпс або алебастр, гідрат складу 2CaSO₄ × 2H₂O. При взаємодії з водою утворюється тверда маса, яка закристалізовується:

2[CaSO₄ × 0,5H₂O] + H₂O = 2[CaSO₄ × 2H₂O]

Вапняний розчин – суміш вапна, піску і води. Вапняний розчин твердне за рахунок переходу Са(ОН)₂ при поглинанні СО₂ повітря в кристалічний СаСО₃:

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃ + Н₂О

Одночасно утворюються і силікати кальцію (за рахунок SiO₂ з піску).

Наявність іонів Са²⁺ і Mg²⁺ зумовлюють твердість води. тимчасову і постійну твердість води (карбонатна і постійна некарбонатна) . Для усунення твердості застосовують кип’ятіння (тимчасова твердість усувається), та хімічні методи й іонний обмін (усувається одночасно тимчасова і постійна твердість води).

Біологічна роль кальцію. Застосування сполук магнію, кальцію та барію в медицині і фармації.

Сульфат магнію застосовують в медицині як послаблюючий препарат.

Біологічна функція кальцію полягає у створенні кісткового скелету організму (у вигляді гідроксилфторапатиту); у регулюванні осмотичного тиску в клітинах і регулюванні роботи ферментних систем (наприклад, процесів згортання крові). Засвоєння кальцію організмом, який росте активно відбувається в присутності вітаміну Д. У медицині застосовуються великі кількості кальцію у складі різних фармпрепаратів, як солі кальцію: глюконати, карбонати, малати, сукцинати; кальцієві солі багатьох органічних кислот, які самі нерозчинними, використовуються для виготовлення водорозчинних лікарських форм (ін’єкції, інфузорні розчини, краплі). Сульфат барію має здатність поглинати рентгенівське проміння. Тому ця сіль використовується як рентгеноконтрасний препарат в рентгеноскопії шлунково–кишкового тракту. Сульфат барію нерозчинний ні у воді, ні в слабкій соляній кислоті (середовище шлунка) і завдяки такій низькій розчинності знайшов застосування в ренгенології.

Хімія р-елементів ІІІ групи.

До головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи належать два дуже поширених елементи – Бор і Алюміній, і три рідкісних – Галій, Індій і Талій. Останні належать до таких елементів, які хоча й поширені по всій земній корі, але присутні завжди в дуже малих концентраціях в ізоморфних домішок в певних мінералах.

Елементи головної підгрупи третьої групи в сполуках, в яких валентність відповідає номеру групи, є максимально тривалентні, а ступінь окиснення їх +3. Електронна структура елементів:

B	1s^22s^22p^1
Al	1s^22s^22p^63s^23p^1
Ga	1s^22s^22p^63s^23p^63d^104s^24p^1

Бор має чітко виражену неметалічну природу. Однак його аналоги – типові метали. Бор є чітко вираженим кислоутворюючим елементом. Оксид алюмінію по відношенню до сильних основ може ще виявляти властивості кислотного оксиду, однак в звичайних умовах він поводить себе як основний оксид. Існує правило, що оксиди і гідроксиди елемента у нижчому ступені окиснення, завжди мають більш основні (менш кислотні) властивості, ніж оксиди і гідроксиди елемента у вищому ступені окиснення.

Амфотерний характер гідроксиду алюмінію, тобто схильність давати солі не тільки з кислотами, але і з основами може обумовлюватися схильністю Al(OH)₃ приєднувати ще додаткові іони ОН^-. Можна довести, що при реакції Al(OH)₃ + ОН^- ® Al(OH)₄^- вивільняється енергія. . Це значить, що Al(OH)₃ у водно-спиртових розчинах поводить себе не як кислота, а як ангідрокислота і утворює гідроксосолі, наприклад, K[Al(OH)₄].

Хімія Бору і його сполук

Порівняно із раніше розглянутими властивостями елементів ІІ періоду у Бору спостерігається зменшення металічних властивостей. В цьому він більше нагадує Силіцій (діагональна подібність в періодичній системі). Для бору, як вже говорилося, найбільш характерна ступінь окиснення +3. головними мінералами бору є Na₂B₄O₇×10H₂O – бура, H₃BO₃ – сасолін. Бор має важливу особливість – поглинає нейтрони:

Ця схильність бору поглинати нейтрони визначає важливу роль боровміщуючих матеріалів в ядерній енергетиці в ролі сповільнювачів ядерних реакцій і в біологічному захисті.

Проста речовина.

Кристали бору чорного кольору, (аморфний бор – корич. порошок), діамагнітні, тугоплавкі і є напівпровідниками. В звичайних умовах бор (подібно до кремнію) достатньо інертний і безпосередньо взаємодіє тільки з фтором:

2В + 3F₂ = 2BF₃.

Сполуки бору(ІІІ).

Ступінь окиснення +3 у бору виявляється в сполуках з більш електронегативними елементами: наприклад, галіди, оксид, нітрид, гідрид і в відповідних аніонних борат-комплексах, наприклад, BF₄^-, BO₂^-, BH₄^-. Галіди бору відомі для всіх галогенів. Можуть бути отримані з простих речовин при нагріванні. Всі вони безбарвні. Молекули мають форму плоского трикутника із атомом бору в центрі. В звичайних умовах BF₃ – BCl₃ – BBr₃ – BI₃. У відповідності із зростанням довжини зв’язку і зменшенням енергії зв’язку в ряду BF₃ – BCl₃ – BBr₃ – BI₃ стійкість швидко зменшується. Найбільше значення мають фторид і хлорид бору.

Оксид бору(ІІІ) В₂О₃ існує в вигляді декількох модифікацій. Як кислотний оксид В₂О₃ легко взаємодіє з водою з утворенням ортоборатної (борної) кислоти:

В₂О₃ + 3НОН = 2Н₃ВО₃.

При нагріванні борна кислота втрачає воду і переходить спочатку в метаборатну кислоту НВО₂, а потім в оксид бору(ІІІ):

Н₃ВО₃ Û НВО₂ Û В₂О₃

Ортоборатна кислота і її солі. Борна кислота – дуже слабка кислота, її константи дисоціації відповідно дорівнюють К₁ = 7,3×10 ^–10, К₂ = 1,8×10 ^{– 13}, К₃ = 2×10 ^–14 (при 18°С). Вона малорозчинна у воді.

При нейтралізації борної кислоти надлишком лугу (тобто при виділенні води) характерні для бору зв’язку В–О–В виникають і утворюються поліборати, які виділяються з розчинів в вигляді кристалогідратів, наприклад:

4H₃BO₃ + 2NaOH + 3H₂O = Na₂B₄O₇×10H₂O

бура

Поліборати в розчині легко гідролізують (тетраборат натрію), тому при дії на них кислот звичайно виділяється ортоборатна кислота, наприклад:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂B₄O₇

H₂B₄O₇ + 5H₂O = 4H₃BO₃.

Ця реакція має важливе застосуваня – для визначеня концентрації розчинів сильних кислот; з метою їх стандартизації.

Естери борної кислоти. Із спиртами при наявності конц.H₂SO₄ (для зв’язування води) утворює естери загального складу B(OR)₃. Наприклад, з метанолом реакція відбувається за рівнянням:

3СН₃ОН + Н₃ВО₃ = В(ОСН₃)₃ + 3Н₂О

– каталізатор конц.H₂SO₄, що дозволяє зсунути рівновагу реакції в бік утворення метилового естеру борної кислоти. Пари борнометилового ефіру горять блідо-зеленим полум’ям, що використовують для якісного виявлення кислоти борної і боратів.

Алюміній – хімічно активний; в звичайних умовах він покритий тонкою оксидною плівкою. Остання дещо послаблює металічний блиск алюмінію і визначає його високу корозійну стійкість. Так алюміній горить в кисні лише при високій температурі і дрібнодисперсному стані причому. Подібно протікає реакція і з сіркою. З хлором і бромом реагує при звичайній температурі, а з йодом – при нагріванні або в присутності води як каталізатора. Внаслідок високої спорідненості до кисню алюміній активно відновлює багато металів з оксидів (алюмотермія). При цьому реакція супроводжується виділенням великої кількості тепла і підвищенням температури до 1200 - 1300°С. Алюмотермію застосовують у виробництві Mn, Cr, V, W, ферросплавів.

Будучи амфотерним, алюміній розчиняється в розчинах кислот і лугів, утворюючи катіонні й аніонні комплекси:

2Al + 6HСІ = 2AlСІ₃ + 3H₂

2Al + 6H₃O⁺ + 6H₂O = 3H₂ + 2[Al(OH₂)₆]³⁺

2Al + 6H₂O + 6OH^- = 3H₂ + 2[Al(OH)₆]^3-.

Якщо механічно або шляхом амальгамування зняти оксидну плівку, то алюміній активно взаємодіє з водою:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

Внаслідок утворення захисної плівки алюміній стійкий в дуже розведеній азотній кислоті і концентрованих розчинах азотної та сірчаної кислоти на холоді.. Стійкість алюмінію дозволяє використовувати його для виготовлення ємкостей для зберігання і транспортування азотної кислоти. Розведені органічні кислоти, наприклад оцтова і цитратна, слабо діючи на алюміній на холоді, добре розчиняють його при 100°С; розчинення прискорюється також додаванням натрію хлориду. Концентрована оцтова кислота на нього майже не діє.

За застосуванням Алюміній займає одне з перших місць серед металів. З нього виготовляють електропровідники, хімічну апаратуру, його використовують в літако– і кораблебудуванні, харчовій і фармацевтичній промисловості. Він застосовується як легуюча добавка до багатьох сплавів для надання їм жаростійкості.

Сполуки алюмінію(ІІІ). Оксид алюмінію Al₂O₃.

Оксид Al₂O₃ відомий в декількох модифікаціях. Найбільш стійкою кристалічною формою є a-Al₂O₃. Ця ж модифікація зустрічається в земній корі у вигляді мінералу корунда. Він часто містить домішки, які надають йому забарвлення – рубін (червоний, домішки Cr³⁺), сапфір (синій – домішки Ti⁺⁴, Fe⁺², Fe⁺³), зелений – східний смарагд, фіолетовий – східний аметист, жовтий – східний топаз.

Гідроксид алюмінію. Al(OH)₃ – полімерна сполука. Природній гідроксид має кристалічну структуру, а отриманий по обмінній реакції гідроксид – білий осад колоїдного характеру. Склад і структура осаду істотно залежить від умов отримання і зберігання. Звичайно, отримання гідроксиду алюмінію можна представити схемою:

Al³⁺ + 3OH^- = Al(OH)₃ ¯

Гідроксид алюмінію – типова амфотерна сполука; щойно отриманий він легко розчиняється і в кислотах і в лугах. Залежно від середовища утворюються комплексні катіони або аніони:

[Al(H₂O)₆]³⁺ Û Al(OH)₃ Û [Al(OH)₆]^3-.

Солі Алюмінію.

З кислих розчинів виділяються кристалогідрати відповідних солей алюмінію. Наприклад, AlCl₃×6H₂O, Al(NO₃)₃×9H₂O, Al₂(SO₄)₃×18H₂O, MАl(SO₄)₂×12H₂O (галуни). Нерозчинним є фосфат алюмінію AlPO₄.

У розчинах солі Алюмінію зазнають гідролізу. Внаслідок гідролізу сульфід, карбонат, ціанід і деякі інші солі Алюмінію з водних розчинів отримати не можна.

Хлорид, бромід, йодид алюмінію дуже гігроскопічні, на повітрі розпливаються, легко розчиняються не тільки у воді, але і в багатьох органічних розчинниках.

Біологічна роль сполук елементів ІІІ А групи та їх застосування у фармації.

Бор здатний впливати на важливі процеси біохімії тварин і рослин. Разом з манганом, міддю, цинком, молібденом бор входить в число 5 життєво-необхідних мікроелементів. Концентрується в кістках, зубах, м’язевій тканині, містковому мозку, печінці і щитовидній залозі тварин. Імовірно він прискорює ріст і розвиток організмів.

У фармації використовується кислота борна як антисептик (у вигляді спиртового розчину); Бор, як мікроелемент входить в склад мультивітамінних препаратів, краплі Береша.

Похідні Алюмінію застосовують в медицині: KАl(SO₄)₂ як в’яжучий засіб; основний ацетат алюмінію Аl(ОН)(СН₃СОО)₂ використовують для дезінфекції.

Сполуки Галію, Талію, Індію отруйні. Сам Галій використовують у стоматології, але його сполуки отруйні. Деякі сполуки Талію знайшли застосування в медицині – викликають цілеспрямоване облисіння (тимчасове).

Хімія р-елементів ІV групи.

До р-елементів IV групи належать Карбон, Силіцій, Германій, Станум і Плюмбум. Карбон і Силіцій належать до типових елементів, а германій, станум і плюмбум складають підгрупу германію. У відповідності з електронними конфігураціями їх атомів:

C 1s²2s²2p²

Si 2s²2p⁶3s²3p²

Ge 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p²

Sn 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p²

Pb 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p².

Маючи на останньому енергетичному рівні 4 електрони, елементи головної підгрупи виявляють ступені окиснення від –4 до +4. Ступінь окиснення –4 більш характерний для сполук типових елементів – карбону і сіліцію, оскільки здатність приєднувати електрони характерна для атомів з малим атомним радіусом. Для германію, стануму і плюмбуму, стійкість сполук із ступенем окиснення –4 зменшується в ряду Ge–Sn–Pb. Оскільки елементи головної підгрупи містять 2 неспарені р-електрони, то всі вони утворюють сполуки із СТО +2.

Карбон істотно відрізняється від інших р-елементів групи високим значенням енергії йонізації. Карбон – типовий неметалічний елемент.

Карбон і Силіцій є елементами з яскраво вираженими неметалічним характером – кислотоутворюючими елементами.

Карбон та його сполуки.

В більшості сполук Карбон IV-валентний, йому відповідають ступені окиснення –4, +4, +2.

В атомі Карбону на відміну від усіх інших елементів число валентних електронів дорівнює числу валентних орбіталей. Це одна з головних причин великої стійкості зв’язку С–С і виняткової схильності Карбону до утворення гомоланцюгів. Гомоланцюгові молекули, які містять зв’язок С–С, бувають найрізноманітніших типів: лінійні, розгалуженні, зшиті, циклічні. Ці численні сполуки Карбону вивчають в органічній хімії.

Карбон – головна складова частина тваринного і рослинного світу.

В природі Карбон знаходиться у вигляді органічних сполук – нафти, горючих газів. В земній корі Карбон знаходиться в складі карбонатних мінералів (CaCO₃ i MgCO₃), кам’яного вугілля, графіту і алмазу.

Прості речовини. У відповідності з характерними гібридними станами орбіталей атоми Карбону можуть об’єднуватися в полімерні утворення координаційної, шарової і лінійної структури. Цьому відповідають три типи простих речовин: алмаз, графіт, карбін і букібол (фулерен). Отже, Карбон може існувати у вигляді різних алотропних модифікацій.

Якщо один елемент може утворювати декілька різних типів простих речовин, то ці типи простих речовин називають алотропними модифікаціями. Алмаз – кристалічна речовина з атомною координаційною кубічною граткою. Внаслідок sp³–гібридизації кожен атом в алмазі утворює рівноцінні міцні зв’язки з 4 сусідніми. Це зумовлює виняткову твердість і відсутність електропровідності в звичайних умовах (DЕ = 5,7еВ). Про жорстку структуру алмазу свідчить також дуже невелика величина ентропії алмазу S_алм = 2,4 Дж/(град×моль).

Графіт – пошарова кристалічна речовина з гексагональною структурою. У відповідності з sp²–гібридизацією атоми Карбону об’єднуються в макромолекули, які являють собою нескінченні шари з шетичленних кілець. sp²–гібридний стан в цьому випадку стабілізується делокалізованим π–зв’язком, утвореним за рахунок 4-го електрона кожного з атомів макромолекули. π–зв’язок в графіті делокалізований в межах всієї макромолекули. Цим визначається електропровідність графіту, сірий колір і металічний блиск. Пласти Карбону об’єднуються в кристалічну решітку, головним чином, за рахунок міжмолекулярних сил.

Карбон має властивості відновника; ця властивість застосовується в металургії. При термічному розкладі органічних речовин отримують чорний графіт, або вугілля, яке є тонкодисперсним графітом. Технічними сортами чорного графіту є кокс, деревне вугілля, тваринне вугілля і сажа. Завдяки великій площі поверхні і адсорбційній здатності деревного і тваринного вугілля вони застосовуються для очистки речовин від домішок, для поглинання (адсорбції) газів і рідин.

Сполуки Карбону із ступенем окиснення – 4.

З менш електронегативними елементами Карбон дає карбіди. СН₄ – найпростіший ковалентний карбід. Не реагує ні з кислотами, ні з лугами, але горить легко; його суміші з повітрям дуже вибухонебезпечні.

Найбільше значення має ацетиленід кальцію СаС₂ (карбід), який отримують нагріванням кальцій оксиду з вугіллям в електричних печах:

СаО + 3С = СаС₂ + СО

Ацетиленіди більш або менш легко розкладаються водою:

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂ з утворенням ацетилену.

Метаніди – з виділенням метану

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄ DG= 1770кДж/моль

Ацетиленіди d-елементів І і ІІ груп (Ag₂C₂, Cu₂C₂, Au₂C₂, HgC₂) вибухають в сухому стані.

Сполуки карбону у ступені окиснення +4.

Ступінь окиснення карбону +4 виявляється в його сполуках з більш електронегативними, ніж він сам, неметалічними елементами: CНal₄, CO₂, CS₂, COHal₂, CSHal₂.

За хімічною природою ці сполуки Карбону(IV) є кислотними. Деякі з них достатньо легко взаємодіють з водою, утворюючи кислоти:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃,

З основними сполуками вони утворюють солі:

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O,

2KNH₂ + CO₂ = K₂CN₂ + 2H₂O,

CCl₄ – негорючий органічний розчинник, рідина для вогнегасників, CF₂Cl₂ – фреон (Т_пл. = -30°С) для холодильних машин і установок.

Діоксид карбону СО₂.

Має лінійну форму молекули. О = С = О

В техніці СО₂ отримують розкладанням при високій температурі (800–1000°С) СаСО₃:

СаСО₃ ® CаО + СО₂,

а в лабораторії:

CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Розчинність CO₂ у воді: 1,7 л CO₂ (0°С), 1л CO₂ (15°C)/1л H₂O. Деяка частина розчиненого CO₂ взаємодіє з водою з утворенням карбонатної кислоти:

CO₂ + H₂O Û H₂CO₃.

Карбонатна кислота – слабкий електроліт, що видно із наведених нижче констант дисоціації:

Як двоосновна кислота утворює кислі і середні солі, які називають відповідно гідрогенкарбонатами і карбонатами: КНСО₃ і К₂СО₃, Са(НСО₃)₂ і СаСО₃. Карбонати і гідрогенкарбонати утворюють метали, яким відповідають сильні основи, тобто лужні і лужноземельні метали. У більшості випадків карбонати (крім Li₂CO₃) є важкорозчинними, важкорозчинними є і основні карбонати; значно вищу розчинність мають гідрогенкарбонати (за винятком NaHCO₃, який є менш розчинним за його карбонат Na₂CO₃).

Розчини карбонатів лужних металів внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:

K₂CO₃ + H₂O Û KHCO₃ + KOH.

Ступінь гідролізу розчинів гідрокарбонатів незначний, внаслідок чого вони (наприклад, розчин питної соди NaHCO₃) мають слабколужну реакцію.

Солі карбонатної кислоти термічно нестійкі. Термічно стійкими є лише солі лужних металів.

Сполуки Карбону із ступенем окиснення +2.

Похідні карбону(ІІ) – це монооксид карбону СО, сульфід карбону(ІІ) CS, ціанідна кислота HCN.

У молекулі оксиду карбону(ІІ) СО, як і в ізоелектронній їй молекулі N₂, є потрійний зв’язок. Оскільки будова молекул СО і N₂ аналогічна, то подібні їх фізичні властивості: низькі температура плавлення, температура кипіння, погано розчинні у воді.

Утворюється СО при згорянні С в недостатній кількості кисню або в результаті взаємодії СО₂ з розжареним вугіллям:

2С + О₂ = 2СО,

СО₂ + С Û 2СО

В звичайних умовах СО – хімічно інертна сполука.

При 700°С оксид карбону (ІІ) згоряє синім полум’ям, виділяючи велику кількість тепла:

CO + 1/2O₂ = CO₂.

При опроміненні або в присутності каталізатора СО взаємодіє з хлором, утворюючи фосген – оксохлорид COCl₂:

CO + Cl₂ = COCl₂.

Молекула СО може вступати в ролі ліганду в різних комплексах.

Значення елементів IVА групи та їхніх сполук в медицині і фармації.

Карбон – важливий елемент живої природи – входить до складу білків, вуглеводів, ферментів, гормонів, вітамінів. Утворює ряд токсичних сполук СО, СОСl₂ (фосген), ціаніди. Активоване вугілля – чорний кристалічний порошок високого ступеня дисперсності. Отримують з тваринного вугілля. Має дуже велику площу поверхні (1г = 1000 м² поверхні). Є адсорбентом при отруєннях алкалоїдами, солями важких металів, при захворюваннях кишково-шлункового тракту.

Активоване вугілля випускають в порошку. Препаратом активоване вугіллі є таблетки “Карболен” –73% С, 10% цукру, 12% крохмалю, 5 % NaCl.

Із сполук Si отруйними є SiF₄ і H₂SiF₆, які діють на організм людини подібно до HF: вражають органи дихання, викликають на шкірі опіки і т.д.

Сполуки Pb токсичні, особливо токсичні органічні сполуки Pb.

У медицині застосовують PbO для виготовлення свинцевого пластиря, який застосовують при гнійно-запальних захворюваннях шкіри, фурункулах і т.д. крім того, PbO застосовується в розчинах при опіках, екземах.

Ацетат плюмбуму(ІІ) і ацетат плюмбуму основний застосовують як в’яжучий засіб при запальних захворюваннях шкіри і слизових оболонок.

Біологічна роль Нітрогену. Використання в медицині і фармації аміаку, оксиду азоту(І), нітриту натрію.

У вигляді білкових речовин азот входить до складу кожної рослини і тварини. Шлях від вільного азоту до його сполук лежить через перетворення його в аміак, потім в оксид NO, який переходитьв NO₂. з оксидів легко отримують азотну кислоту, а потім її сполуки, які необхідні медицині і фармації.

Біологічна роль. Без Нітрогену не існує органічної форми вуглецевих тіл. Рослинами засвоюється зв’язаний Нітрген з неорганічних сполук – нітратів або аміачних утворень. Бульбочкові бактерії можуть засвоїти » 3 млн.л. N₂ з повітря на 1га грунту за рік. Тваринні організми споживають тільки біологічно – зв’язаний азот у вигляді органічних його сполук.

Застосування у медицині. 10% розчин NH₃ – нашатирний спирт, засіб першої медичної допомоги; в суміші з ганусом застосовують як нашатирно-ганусові краплі.

NH₄Cl – відхаркувальний засіб (в мікстурах від кашлю).

N₂O – в суміші з киснем (20 – 25%) – газовий наркоз.

NaNO₂ – судинорозширюючий засіб при стенокардії, мігрені. 1% розчин підшкірно, 1% розчин (до 5 мл) в/в при отруєнні ціанідами.

N₂ – при туберкульозі легень (для створення функціонального спокою легень в плевру шляхом проколу вводять до 1 л чистого N₂, ця операція носить назву пневмоторакс).

Біологічна роль Фосфору і застосування сполук Фосфору у медицині.

Академік Ферсман О.Є. назвав Фосфор “елементом життя і думки”. Він накопичується в скелеті, м’язах і нервовій тканині (»1,5 кг в організмі людини). Найважливіші фізіологічні процеси пов’язані з перетворенням фосфорорганічних речовин.

Білий фосфор і його пара дуже токсичні: смертельна доза для людини становить 0,1–0,15 г. Фосфін дуже отруйний. При отруєнні ним уражується нервова система (слабкість, конвульсії). Фосфіди металів, фосфориста кислота та її солі також належать до токсичних речовин (кислота та її солі призводять до необоротнього перетворення білка).

Серед сполук фосфору в медицині застосовується натрію фосфат (двозаміщений): Na₂HPO₄×12H₂O i Na₂HPO₄, які застосовуються при підвищенні кислотності шлункового соку, при отруєнні кислотами.

Токсична дія сполук Арсену, Стибію, Бісмуту. Застосування у медичній практиці.

Дуже малі дози As стимулюють життєві процеси, а більш значні – токсичні. Токсична дія Стибію подібна до Арсену, але слабше виражена. Токсичність сполук As(III), Sb(III) вища, ніж As(V) i Sb(V). Бісмут менш токсичний і за характером отруєння, яке він викликає, більш подібний до ртуті, ніж до Арсену.

As₂O₃ застосовувався донедавна як внутрішній засіб і зовнішній. Зовнішньо – при лікуванні деяких шкірних захворювань, у стоматологічній практиці для некротизації пульпи. Як внутрішнє вживався при малокрів’ї, неврастенії.

Хімія елементів VI А групи. Оксиген.

До р-елементів VI групи належать типові елементи – Оксиген, Сульфур та елементи підгрупи Селену – Se, Te, Po:

O 1s²2s²2p⁴

S 2s²2p⁶3s²3p⁴

Se 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁴

Перші чотири елементи мають неметалічну природу, їх об’єднують під назвою халькогенів, що означає “ті, що утворюють руди”. Найбільшу неметалічну природу мають Оксиген і Сульфур. Селен і Телур займають проміжне положення між неметалами і металами.

Оксиген – найпоширеніший елемент земної кори. У вільному стані він знаходиться в атмосфері повітря, в зв’язаному стані входить в склад води, мінералів, гірських порід і всіх речовин, з яких побудовані організми рослин і тварин. Загальна кількість Оксигену в земній корі близька до половини її маси (близько 47%). Природній кисень складається з трьох стабільних ізотопів з масовими числами 16 (99,76%), 17 (0,04%) і 18 (0,2%).

Сполуки пероксидного типу. Окремі сполуки металів з Оксигеном за хімічними властивостями істотно відрізняються від звичайних оксидів. Наприклад, сполуки Na₂O₂, BaO₂, ZnO₂ складаються з металу і Оксигену, але не є оксидами, а солями пероксиду водню і тому називаються пероксидами. В пероксидах атоми Оксигену утворюють не дуже міцну перекисну групу –О–О–. Тому при дії кислот на пероксиди металів поряд з солями утворюється кисень:

2BaO₂ + 4HNO₃ = 2Ba(NO₃)₂ + 2H₂O + O₂

2Na₂O₂ + 2H₂SO₄ = 2Na₂SO₄ + 2H₂O + O₂

Приєднання одного електрона до молекули О₂ викликає утворення надпероксид – іону О₂^-:

О₂ + 1е ® О₂^-, DН= - 84кДж/моль

Похідні радикалу О₂^- називаються надпероксидами; вони відомі для найбільш активних лужних металів (K, Rb, Cs). Надпероксиди утворюються при безпосередній взаємодії простих речовин:

2К + 2О₂ = К₂О₄.

Пероксиди утворюються при окисненні ряду металів, наприклад:

Ва + О₂ = ВаО₂

2Na + O₂ = Na₂O₂

Найбільш практичне значення має пероксид водню Н₂О₂. Будова молекули така: Н–О–О–Н. Через несиметричний розподіл зв’язків Н–О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Між молекулами Н₂О₂ виникає достатньо міцний водневий зв’язок, який призводить до їх асоціації.

Біологічна роль кисню. Використання озону та кисню в медицині та фармації.

Особлива біологічна роль кисню пов’язана з його здатністю підтримувати дихання всіх живих істот і розкладати продукти їхньої життєдіяльності під час процесів тління і окиснення. У клітинах живих організмів (рослин і тварин) за участю кисню відбуваються процеси окиснення вуглеводів, жирів. Ці процеси є основним джерелом енергії, необхідної організмам для їхньої життєдіяльності.

Oxygenum (чистий кисень) в медицині застосовуються для вдихання при різних типах кисневого голодування тканин, наприклад, при отруєнні чадним газом, хлором, при недостатньому живленні крові киснем повітря внаслідок запальних процесів або інших захворювань органів дихання, при асфіксії.

Вода дистильована – aqua destillata – перегнана вода. Тепер в Державній Фармакопеї України є: вода очищена, вода дистильована, вода високоочищена та ін. рН = 5,0 – 6,8. дистильована вода для ін’єкцій повинна бути апірогенною (aqua pro injectionibus).

Мінеральні води: вуглекислі; лужні – лужно-вуглекислі і лужно- хлоридні; залізовмісні; сірчисті; вапнякові; мінеральні води штучні.

Пероксиду водню розчин 3% – зовнішній засіб як антисептик. Пероксиду водню розчин 30% – пергідроль, у косметології застосовують як відбілювач, депігментуючий засіб. Антисептична дія Н₂О₂ обумовлена його окисними властивостями, Н₂О₂ виділяє кисень в присутності ферментів – каталази крові. Каталаза швидко розкладає пероксид з бурхливим виділенням кисню, що створює видимість піни.

Пероксид магнію – суміш MgO + MgO₂ (останнього не менше 25%). Застосовують внутрішньо при захворюваннях шлунка і кишечника як антацидний, дезінфікуючий засіб, який запобігає бродінню.

Гідроперит CO(NH₂)₂×H₂O₂ – тверда форма пероксиду гідрогену, бактерицидний засіб.

Озон О₃ – сильний окисник, який вбиває бактерії і тому застосовується для знезаражування води і для дезинфекції повітря. Озон – отрута, гранично допустимий його вміст в повітрі = 10^-5%.

Хімія елементів VII А групи. Гідроген і галогени.

• Хлор міститься у вигляді аніону солей натрію, калію, кальцію, магнію та марганцю у всіх рідинах організму людини та тварин. Аніони хлору разом з іонами натрію та калію відіграють основну роль у підтриманні сталості осмотичного тиску плазми крові, лімфи та інших рідин. Більша частина (65-70%) всього осмотичного тиску плазми крові забезпечується хлоридами, Вони відіграють важливу роль у підтриманні іонної рівноваги, а отже, i регуляції концентрації водневих іонів. Іонам хлору та хлоридам взагалі належить також важлива роль в утворенні соляної кислоти шлункового соку.

До елементів головної підгрупи VII групи належать Гідроген, Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат. Їх електронні формули:

H 1s¹

F 1s²2s²2p⁵

Cl 1s²2s²2p⁶3s³3p⁵

Br 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵

I 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁵

За електронною конфігурацією, а відповідно і за властивостями Гідроген займає в головній підгрупі VII групи особливе положення. Згідно електронної конфігурації атомів (однакова структура зовнішнього і передостанього електронних шарів) бром, йод і астат об’єднують в підгрупу брому; фтор і хлор належать до типових елементів.

Використання сполук елементів VII А групи в медицині, санітарії, фармації

Хлорна вода – розчин хлору Cl₂ у воді; застосовується як дезінфікуючий засіб.

Хлористоводнева кислота – розведена НСІ застосовується в краплях або у вигляді мікстури при недостатній кислотності шлункового соку.

Розчини NaCl – 0,9 %, 3 %, 5 %, 10 %. Входить в порошки і таблетки. Вводять в/в – фізрозчин 0,9% при втратах організмом рідини. Застосовують зовнішньо при запальних процесах шкіри гіпертонічні розчини (3%, 5%, 10%).

KClO, NaClO – гіпохлорити натрію і калію. Розчин NaClO – “жевелева вода” (Бертло, 1789 р. м. Жавеле). (у польовій хірургії для знезаражування ран).

Хлорне вапно CaOCl₂ – дезінфікуючий, дезодоруючий засіб:

CaOCl₂ + CO₂ = CaCl₂ + CaCO₃¯ + Cl₂O

Cl₂O ® Cl₂ + O.

На думку Павлова, броміди встановлюють рівновагу між процесами збудження і гальмування. KBr, NaBr – седативні (заспокійливі) засоби; 10% розчин (в/в) або у вигляді мікстур.

NH₄Br – як заспокійливе; порошок в різних складах.

Спиртові розчини йоду I₂: 10% – розчин йоду в спирті 95% (нестійкий, зберігають до 1 місяця). 5% – розчин йоду на розведеному спирті + 2% КІ (для розчинення йоду).

d-елементи Fe, Cu, Zn, Mn, Co, Ni, Cr, Mo
ферум Fe

d-Елементи

d-Елементи називають ще перехідними. Вони розміщені в періодичній системі в великих періодах між s- і р-елементами. Як відомо, характерною особливістю перехідних елементів є те, що в їх атомах заповнюються орбіталі не зовнішнього, як у s- і р-елементів, а передостаннього (d-елементи) шару.

У d-елементів валентних одна ns-орбіталь, три np-орбіталі і п’ять (n–1) d-орбіталей. На зовнішньому шарі у d-елементів знаходяться 1–2 електрони (ns-стани), інші валентні електрони розміщені в (n–1)d-стані передостаннього шару.

Біологічна роль заліза обумовлена головним чином тим, що воно входить до складу гемоглобіну, міоглобіну та великої групи ферментів тканинного дихання.

В організмі людини міститься 3- 5 г заліза, з яких близько 73 % знаходиться в гемоглобіні, 3 - 5 %- — у міоглобіні, 15-16% зв'язано у вигляді залізо-6ілкових комплексів – феритину, що є запасною формою заліза; 0,1% міститься в плазмі у вигляді залізовмісного білка сидерофіліну та близько 0,1% входить до складу ферментів.

• FeSO4+(NH4)2S→FeS↓+(NH4)2SO4 – чорний осад

• FeSO4+2NaOH→Fe(OH)2 ↓ +Na2SO4 – білий осад

• 3FeSO4+2K3[Fe(CN)6]→Fe3[Fe(CN)6]2 ↓ +3K2SO4 – темно-синій осад “турнбулева синька”

• Fe2(SO4)3+6(NH4)2S →Fe2S3 ↓ +3(NH4)2SO4 – чорний осад

• 4FeCl3+3K4[Fe(CN)6] →Fe4[Fe(CN)6]3 ↓ +12KCl

– темно-синій осад “берлінська блакить”

• FeCl3+3KSCN →Fe(SCN)3 ↓ +3KCl

червоний осад

Біологічна роль Хрому та Молібдену.

Хром відіграє важливу роль в організмі людини. Він позитивно впливає на процеси кровотворення, а також на ферментативні системи. У складі ферменту трипсину Хром бере участь у процесі травлення.

Вченими встановлено, що вилучення Хрому з харчового раціону тварин призводить до підвищення у крові та сечі глюкози. Додавання Хрому до їжі хворим на цукровий діабет нормалізує вуглеводний обмін.

Хром в організм людини потрапляє з такими продуктами харчування як соя, кукурудзяна та вівсяна крупа. Добова потреба організму в Хромі складає 5-10 мг на добу. У більших дозах сполуки Хрому досить отруйні. Усі сполуки Хрому(VI) – токсичні.

Ефективне засвоєння Нітрогену рослинами можливе лише при наявності слідів Молібдену в грунті.Тому розчинні молібдати – це мікродобрива.

Масова частка Молібдену в організмі людини складає 1×10^-5%. Добова потреба в Молібдені втричі менша, ніж у Хромі. Молібден міститься в деяких ферментних системах організму людини. Він цілюще впливає на синтез гемоглобіну.

Надмірний вміст Молібдену сприяє накопиченню в організмі сечової кислоти, яка спричиняє розвиток подагри – хвороби, що спричиняє зміни в суглобах, кістках, хрящах.

Вольфрам також міститься в організмах людини і тварини, але його біологічна роль не вивчена.

У хімічному аналізі застосовують:

- хромова суміш (K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ конц.);

- дихромат калію, як первинний стандарт в методі окисно-відновного титрування;

- молібдати і вольфрамати у фотометричних методах аналізу, як для визначення фосфору, так і для визначення біологічно-активних речовин природного походження.

Комплексні сполуки. Будова, класифікація, номенклатура.

1. Теорія Вернера.

2. Ізомерія координаційних сполук.

3. Класифікація комплексних сполук.

4. Номенклатура комплексних сполук.

5. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках.

Координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Найскладніші хімічні речовини живого світу належать до комплексних сполук. Серед них слід назвати хлорофіл, який є комплексною сполукою йонів Магнію з тетрапірольними сполуками, а також гемоглобін, який є порфіриновим комплексом Феруму (ІІ) і забезпечує транспортування кисню до тканин організму. Більш стійкий комплекс утворює гемоглобін з монооксидом карбону (карбоксигемоглобін), чим і зумовлена токсична дія чадного газу. Більшість ферментів є комплексними сполуками певних елементів (в більшості металів) з білковими молекулами. У молекулі вітаміну В₁₂ комплексоутворювачем є Со²⁺. Сполуки елементів родини Платини володіють протипухлинною дією. Цей невеликий перелік вказує на значну біологічну роль s-, p- і d-елементів, Їх сполуки знаходять широке застосування у медичній і фармацевтичній практиці.

1. Теорія Вернера.

Найбільш вдало властивості і будову комплексних сполук пояснює координаційна теорія, запропонована в 1893 році шведським хіміком Альфредом Вернером. Він висунув ідею про координацію, тобто просторове оточення іона металу аніонами або нейтральними молекулами.

Координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Проте, комплексна сполука існує не лише у твердому стані (кристалічному)

Згідно з координаційною теорією, головний постулат Вернера фориулюється так: ”Навіть, якщо, зважаючи на число валентностей, зв’язуюча здатність декількох атомів вичерпана, вони в більшості випадків ще можуть приймати участь далі в побудові складних молекул з утворенням певних атомних зв’язків. Можливість цього слід вбачати в тому факті, що поруч із зв’язками спорідненості, які називають головною валентністю, існують ще й інші зв’язки між атомами, які називають побічними валентностями...”

Інша частина теорії присвячена поясненню числа, природи і просторового розміщення побічних або неіонних валентностей.

Отже, згідно з координаційною теорією, у молекулі будь-якої комплексної сполуки один з іонів, звичайно позитивно заряджений, займає центральне місце і називається комплексоутворювачем, або центральним іоном. У безпосередній близькості навколо цього іона розміщено, або як говорять, координовано деяке число протилежно заряджених іонів або електронейтральних молекул, що називаються лігандами (або адендами), які утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки. Решта іонів, не розмістилися у внутрішній сфері, містяться на дальшій відстані від центрального іона, утворюючи зовнішню координаційну сферу.

Число лігандів, що оточують центральний іон, називається координаційним числом.

Внутрішня сфера комплексу значною мірою зберігає стабільність при розчиненні комплексної сполуки. Її межі показують квадратними дужками. Іони, що містяться у зовнішній сфері, у розчинах легко відщеплюються. Тому говорять, що у внутрішній сфері іони зв’язані неіоногенно, а у зовнішній – іоногенно.

Внутрішня сфера складається з центрального атома Рt в ступені окиснення +4 та хлорид-іонів, а іони К розміщені у зовнішній сфері.

Не слід гадати, що комплексні сполуки завжди побудовані з іонів; насправді ефективні заряди іонів і молекул, що входять до складу комплексу, звичайно невеликі. Тому правильніше користуватися терміном “центральний атом”. Іонні уявлення природу зв’язку в комплексних сполуках мають деякою мірою формальний характер, але вони зручні для класифікації і визначення зарядів комплексів і дають змогу якісно передбачати деякі їхні властивості.

Центральними атомами можуть бути практично всі елементи періодичної системи Д.І.Менделєєва. Найбільш активними комплексоутворювачами є платинові метали (Pt, Pd), елементи родини заліза (Fe, Co, Ni), підгруп міді (Cu, Ag, Au), цинку (Zn, Cd, Hg). Катіони, що найлегше утворюють координаційні сполуки, мають незавершений або 18-електронний (зовнішній) енергетичний рівень. Найменшу здатність до комплексоутворення виявляють лужні та лужно-земельні метали.

Центральними атомами в координаційних сполуках можуть бути також і неметали, наприклад, бор K[BF₄], кремній K₂[SiF₆], фосфор K[PF₆].

Заряд координаційного іона визначається алгебраїчною сумою зарядів простих іонів, що входять до складу координаційного іона. ри дії аміаку на водний розчин сульфату міді (ІІ) утворюються комплексні катіони типу [Cu(NH₃)₄]²⁺, а з водного розчину можна виділити сполуку [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Важливою характеристикою лігандів є їх координаційна ємкість, або дентатність, яка визначається числом місць, які ліганди займають у внутрішній координаційній сфері комплексу. Розрізняють монодентатні ліганди (F^-, Cl^-, Br^-, I^-, CN^-, CSN^-), бідентатні ліганди (CO₃^2-, SO₄^2-) тощо.

Координаційне число (КЧ) – величина змінна і визначається природою центрального атома, лігандів, зовнішньою сферою сполуки, природою розчинника та зовнішніми умовами, в яких утворюється сполука.

Координаційні числа центрального атома в різних координаційних сполуках змінюються від 2 до 12. Сполуки з великими КЧ (8 і >) трапляються дуже рідко. Найчастіше трапляюються координаційні сполуки з КЧ 2,4 та 6. координаційні числа показують не лише кількість лігандів, розміщених навколо центрального атома, а й як вони розміщені. Тобто координаційне число має просторову інтерпретацію.

Так само важливим, як і постулат Вернера про два типи валентності, було й головне положенння проте, що побічні валентності напрямлені в просторі навколо центрального іона комплекса не тільки в твердому стані, але і в розчині. Спочатку він постулював, а пізніше отримав серйозні експериментальні докази того, що 6 таких валентностей напрямлені до вершин правильного октаядра, побудованого навколо центрального іона. В той же час показав, що угрупування з 4 таких валентностей може мати або плоску квадратну конфігурацію, рідше – тетраедричну. Цей стереохімічний постулат дав можливість передбачити структури і структурні зміни багатьох нових, досі ще не вивчених неорганічних сполук.

Сучасні дослідження показали, що для сполук з КЧ 4 характерні дві геометричні конфігурації: квадрат і тетраедр.

Сполукам з КЧ 6 відповідає геометрина конфігурація октаедр, в центрі якого міститься центральний атом, а у вершинах – координовані групи. В деяких сполуках КЧ 6 реалізується у вигляді тригональної призми і тетрагональної біпіраміди.

м м

м м

Тригональне перетворення Тетрагональне перетворення

(зміщення) (зміщення)

Значно менше сполук з іншими КЧ. Для сполук з КЧ 2 можливі дві геометричні конфігурації: лінійна і кутова. Для сполук з КЧ 3 найбільш характерною є конфігурація трикутника і тригональної піраміди.

Для сполук з КЧ 7: - тригональну призму;

- октаедр;

- пентагональну піраміду.

Сполуки з КЧ 8 можуть мати такі геометричні структури: куб, квадратна антипризма, додекаедр. В основі будови сполук з КЧ 9 лежить тригональна призма, у вершинах якої розміщуються 6 лігандів, а інші три – напроти центрів трьох вертикальних площин призми; центральний атом міститься у просторовому центрі призми.

Аналізуючи КЧ багатьох комплексних сполук, Вернер зробив висновок, що заряд центрального іона (або, точніше СТО центрального атома), є основним фактором, який впливає на координаційне число.

Заряд центрального іона	КЧ
+1	2
+2	4 ; 6
+3	6 ; 4
+4	8

КЧ 6 зустрічається в комплексних сполуках Pt⁴⁺, Cr³⁺, Co³⁺, Fe³⁺, КЧ 4 – в комплексних Cu²⁺, Zn²⁺, Pd²⁺, Pt²⁺, КЧ 2 – у комплексах Ag⁺, Cu⁺.

2.

Ізомерія координаційних сполук.

Кожна координаційна сполука має сталий кількісний склад і характеризується певним розміщенням лігандів навколо центрального атома. Зміна розміщення лігандів у межах однієї координаційної сфери, обмін їх місцями з зовнішніми іонами або зміна характеру приєднання до центрального атома багатоатомного ліганда призводить до змін властивостей сполуки, тобто до ізомерії. Для координаційних сполук відомі такі види ізомерії:

А. Просторова ізомерія:

· Геометрична (цис- і транс-ізомерія);

· Оптична

Б. Структурна ізомерія:

· Сольватна (гідратна)

· Іонізаційна

· Координаційна

· Ізомерія зв’язку і т.д.

Ізомерія – це явище існування сполук з однаковим хімічним складом, але з різною будовою і властивостями.

Геометрична ізомерія в координаційних сполуках спостерігається тоді, коли ліганди у внутрішній сфері розміщуються по – різному відносно один одного.

[Pt(NH₃)₂Cl₂]

H₃N Cl Cl NH₃

H₃N Cl H₃N Cl

Цис транс

Геометричні ізомери відрізняються за:

· Фізичними

· Хімічними властивостями

[Co(NH₃)₄Cl₂]Cl

Cl Cl

H₃N Cl H₃N NH₃

Co Co

H₃N NH₃ H₃N NH₃

NH₃ Cl

Цис транс

Оптичні ізомери відносяться один до одного як предмет і його дзеркальне відображення. Два оптичні ізомери обертають площину поляризації світла на однаковий кут: один-вправо, а другий-вліво.

За фізичними і хімічними властивостями оптичні ізомери практично не відрізняються один від одного. Причиною сольватної ізомерії є неоднаковий розподіл молекул розчинника між внутрішньою і зовнішньою сферами координаційної сполуки. Для кристалогідратів таку ізомерію називають гідратною.

Кристалогідрат хлориду Cr(III), CrCl₃ × 6H₂O, [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ × H₂O, [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl × 2H₂O, [Cr(H₂O)₃Cl₃] × 3H₂O.

Іонізаційна ізомерія зумовлена різним розподілом іонів між внутрішньою і зовнішньою сферами, наприклад: [Co(NH₃)₅Br]SO₄, [Co(NH₃)₅SO₄]Br, [Pt(NH₃)₄Cl₂]Br₂ i [Pt(NH₃)₄Br₂]Cl₂.

Координаційна ізомерія зв’язана з переходом лігандів від одного комплексоутворювача до другого: [Co(NH₃)₆][Cr(CN)₆] i [Cr(NH₃)₆][Co(CN)₆].

Ізомерія зв’язку може виявлятись тоді, коли ліганди містять два різних атоми, здатних координуватись з центральним атомом. Наприклад, у солях з [Co(NH₃)₅ONO]X₂ i [Co(NH₃)₅NO₂]X₂ група ONO зв’язана з Со(ІІІ) через кисень, а група NO₂ – через азот.

Комплексні сполуки поділяють на:

Електроліти	Неелектроліти
При розчиненні у воді (чи іншому розчиннику) взаємодіють з нею, дисоціюючи на іони.	Електролітичній дисоціації не піддаються.

Комплексні сполуки – електроліти, по специфіці дисоціації поділяють на кислоти, основи і солі. Наприклад, розчинення у воді кристалічного комплексного гідрату H2PtCl6 × 6H2O описують схемою:

Ця реакція відбувається з утворенням іонів водню, відповідно, розчин цього гідрату являє собою комплексну кислоту. Розчинення у воді кристалічного (NH₄)₂SiF₆ описується схемою:

згідно якої (NH₄)₂SiF₆ – комплексна сіль.

Комплексна сполука Ag(NH₃)₂OH взаємодіє з H₂O за схемою:

тобто розчин збагачується іонами гідроксилу і набуває основних властивостей, відповідно [Ag(NH₃)₂]OH – основа.

3. Класифікація комплексних сполук.

Через численну кількість і різноманітність комплексних сполук важко провести єдину класифікацію. Існують класифікації комплексних сполук:

· По координаційному числу;

· По ступеню окиснення;

· По типу донорних атомів лігандів;

· По типу або природі координаційного зв’язку;

· По електронній конфігурації атома або іону металу.

Широко прийнятою є класифікація комплексних сполук по типу лігандів, які утворюють внутрішню координаційну сферу комплексів.

Аміакати – комплекси, в яких лігандами є молекули аміаку, наприклад:; ; . Відомі комплекси, аналогічні аміакатам, у який роль ліганду виконують молекули амінів: СН₃NH₂ (метиламін), C₂H₅NH₂ (етиламін), NH₂CH₂CH₂NH₂ (етилендиамін Еn). Такі комплекси називають амінатами.

Аквакомплекси – лігандом виступає вода: ; ; . Гідратовані катіони, які є у одному розчині, містять як центральну ланку аквакомплекс. У кристалічному стані деякі з аквакомплексів утримують і кристалізаційну воду, наприклад: ; . Кристалізаційна вода не входить до складу внутрішньої сфери, вона зв’язана не так міцно, як координована, і легше віддається при нагріванні.

Ацидокомплекси – лігандами є аніони. До них належать комплекси типу подвійних солей, наприклад, (їх можна подати як продукт поєднання двох солей – PtCl₄ × 2KCl, Fe(CN)₂ × 4KCN); комплексні кислоти H₂[SiF₆], H₂[CoCl₄]; гідроксокомплекси Na₂[Sn(OH)₄], Na₂[Sn(OH)₆].

Різнолігандні. Між цими трьома класами існують перехідні ряди, які включають комплекси з різними лігандами: [Pt(NH₃)₄]Cl₂, [Pt(NH₃)₃Cl]Cl, [Pt(NH₃)₂Cl₂], K[Pt(NH₃)₃Cl₃], K₂[PtCl₄].

Циклічні або хелатні (клішнеподібні) комплексні сполуки. Вони містять бі- або полідентатний ліганд, який ніби захоплює центральний атом подібно до клішні рака:

Стрілкою в цих комплексах позначається донорно-акцепторний зв’язок. Прикладами таких комплексів є оксалатний комплекс заліза(ІІІ) [Fe(C₂O₄)₃]^3- та етилендиаміновий комплекс Pt(IV) - [PtEn₃]⁴⁺.

До групи хелатів належать і внутрішньокомплексні сполуки, у яких центральний атом входить до складу циклу, утворюючи ковалентні зв’язки з лігандами різними способами: донорно-акцепторними і за рахунок неспарених атомних електронів. Комплекси такого роду дуже характерні для амінокарбонових кислот. Найпростіший їх представник – амінооцтова кислота (гліцин) утворює хелати з іонами Cu²⁺, Pt²⁺, Rh³⁺, наприклад:

Відомі також комплекси з складнішими амінокарбоновими кислотами та їхніми аналогами. Такі ліганди називають комплексонами. Двозарядний аніон етилендиамінтетраоцтової кислоти, який називається у вигляді двонатрієвої солі комплексоном ІІІ, або трилоном Б, дає з двовалентним металом комплекс типу

Хелатні сполуки мають особливу міцність, оскільки центральний атом у них ніби “блокований” циклічним лігандом. Найбільшу стійкість мають з п’яти- і шестичленними циклами. Комплексони так міцно зв’язують катіони металу, що при добавлянні їх розчиняються такі погано розчинні речовини, як сульфати кальцію і барію, оксалати і карбонати кальцію. Тому їх застосовують для зм’якнення води, маскування “зайвих” іонів металу при фарбуванні і виготовленні кольорової плівки. Широко застосовуються вони в аналітичній хімії.

Багато органічних лігандів хелатного типу є дуже чутливими і специфічними реагентами на катіони перехідних металів. До них належать, наприклад, диметилглікосим, запропонований Л.О.Чугаєвим, як реактив на іони Ni²⁺ та Pd²⁺.

Велику роль відіграють хелатні сполуки і в природі. Всі перелічені класи комплексних сполук є одноядерними, бо мають один центральний атом. Трапляються комплекси і складнішої структури, які містять два або кілька центральних атомів одного і того самого або й різних елементів. Ці комплекси називаються полі (багато) ядерними.

Місткові – комплекси з містковими атомами або групами атомів, наприклад з містковими атомами хлору (хлоро-), (оксо-), (аміно-), (гідроксо-).

[Сr(NH₃)₅ – OH ® (NH₃)₅Cr]Cl3 біядерний з однією містковою групою ОН.

Кластери – комплекси, в яких атоми металу безпосередньо зв’язані один з одним. Це спостерігається наприклад, в димерах [(СО)₅Mn–Mn(CO)₅], [Re₂H₂Cl₈]^2-.

До багатоядерних сполук належать також ізополі- і гетерополікислоти.

4. Номенклатура комплексних сполук.

Існує багато способів утворення назв комплексних сполук, в тому числі і традиційних. Наведимо номенклатуру відповідно до рекомендацій Міжнародної спілки теоретичної і прикладної хімії.

1. Назву комплексної сполуки починають із зазначення складу внутрішньої сфери, потім називають центральний атом і приводять значення його ступеня окиснення. У внутрішній сфері спочатку називають ліганди-аніони, а потім ліганди-нейтральні молекули. Ліганд-аніон несе латинську назву із закінченням “О”:

· Cl^- - хлоро,

· SO₃^2- - сульфіто,

· CN^- - ціано,

· ОН^- -гідроксо,

· Н^- - гідридо,

· О^2- - оксо,

· СО₃^2- - карбонато,

· SO₄^2- -сульфато,

· NCS^- - тіоціанато,

· F^- - фторо,

· S^2- -тіо.

Нейтральні молекули, як ліганди, зберігають свою звичайну назву: етиламін, піридин, гідразин, етилендиамін, NH₃ – амін, Н₂О – аква. Число лігандів позначають грецькими числівниками:

· 1 – моно,

· 2 – ди(ді),

· 3 - три,

· 4 – тетра,

· 5 – пента,

· 6 – гекса.

2. Після назви лігандів переходять до назви іона – комплексоутворювача. Якщо центральний атом входить до складу катіона, то використовують російську назву елемента і в дужках (римськими цифрами) зазначають його ступінь окиснення. Якщо центральний атом є в аніоні, то використовують латинську назву елемента, перед яким зазначають його ступінь окиснення, а в кінці додають закінчення – ат.

3. Після позначення складу внутрішньої сфери називають катіони або аніони зовнішньої сфери.

· Якщо катіонний комплексний іон, то спочатку йде назва аніона позасферного у називному відмінку;

· Якщо аніонний комплексний іон, то спочатку назва комплексного аніона, а далі в родовому відмінку – позасферний катіон.

4. У випадку неелектролітів ступінь окиснення атомів не подають (для центрального атома),оскільки він однозначно визначається, виходячи з електронейтральності комплексу.

[Ag(NH₃)₂]ClO₄ – перхлорат диамін-срібла (І)

[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ – хлорид дихлоротетрамін-платини (IV)

[Ag(NH₃)₂]Cl – хлорид диамін-срібла (І)

K₃[Fe(CN)₆] – гексаціано-(ІІІ) ферат калію

K₄[Fe(CN)₆] – гексаціано-(ІІ) ферит калію

(NH₄)₂[Pt(OH)₂Cl₄] - дигідроксотетрахлоро-(ІV) платинат амонію

[Cr(H₂O)₃F₃] – трифторо-триаква-хром

[Co(NO₂)₂Cl(NH₃)₃] – динітро-хлоро-триамін-кобальт.

5. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках.

Утворення багатьох комплексних сполук можна в першому наближенні пояснити електростатичним притяганням між центральним катіоном металу та аніонами або полярними молекулами лігандів. Поряд з силами притягання діють і сили електростатичного відштовхування між однойменно зарядженими (або, у випадку полярних молекул, однаково орієнтованими) лігандами. В результаті утворюються найбільш стійке угруповання атомів (іонів), що має мінімальну потенціальну енергію.

Кількісні розрахунки на основі такої електростатичної моделі вперше виконали В.Коссель і А. Магнус, які прийняли іони за недеформовані кулі і враховували їх взаємодію за законом Кулона. Результати цих розрахунків задовільно передають залежність координаційного числа від заряду центрального іона. Але проста електростатична теорія не може пояснити вибірність (специфічність) комплексоутворення, оскільки вона не бере до уваги природу центрального атома і лігандів, особливості будови їхніх електронних оболонок. Щоб врахувати ці фактори, електростатичну теорію доповнили поляризаційними уявленнями, згідно з якими комплексоутворенню сприяє участь як центральних атомів невеликих багатозарядних катіонів d – елементів, що мають сильну поляризуючу дію, а як лігандів – великих іонів або молекул, що легко поляризуються. У цьому випадку відбувається деформація електронних оболонок центрального атома і лігандів, що приводить до їх взаємопроникнення, що і спричинює зміщення зв’язків.

Поляризаційні уявлення виявилися корисними для пояснення стійкості, кислотно-основних і окислювально-відновних властивостей комплексних сполук, але багато інших їхніх властивостей лишилося нез’ясованими. Так з позиції електростатичної теорії всі комплекси з координаційним числом 4 повинні мати тетраядричну будову, оскільки саме такій конфігурації відповідає найменше взаємне відштовхування лігандів. Насправді, як ми вже знаємо, деякі подібні комплекси, наприклад, утворені платиною (ІІ), побудовані у формі квадрата. Електростатична теорія не може пояснити особливостей реакційної здатності комплексних сполук, їхніх магнітних властивостей і забарвлення. Більш повний і точний опис властивостей і будови комплексних сполук можна мати лише на основі квантово-механічних уявлень про будову атомів і молекул.

Існує декілька підходів до квантово-механічного опису будови комплексних сполук. Ми розглянемо два: теорія кристалічного поля і метод валентних зв’язків.

А. Теорія кристалічного поля.

Основні положення були сформовані Х.Бете (1929). Вона грунтується на уявленні про електростатичну природу взаємодії між центральним іоном та лігандами. Але на відміну від простої іонної теорії, тут враховується різне просторове розміщення d – орбіталей і зв’язана з цим різна зміна енергії d – електронів центрального атома, спричинена відштовхуванням їх від електронних хмар лігандів.

Основні положення цієї теорії можна сформулювати так:

1. Комплексні сполуки стійко існують через електростатичну взаємодію центрального іона з лігандами.

2. Центральний іон розглядають з врахуванням його електронної будови і тих змін, які спричиняють ліганди своїм електростатичним полем. Ліганди розглядають тільки як носії певного заряду, а їх власну елетронну структуру не враховують.

3. Взаємодія між центральним атомом і лігандами кількісно описують законами і математичним апаратом квантової механіки.

Отже, комплексна сполука – це стійка система з електростатичним центральним іоном симетрично розміщених навколо нього лігандів. Ліганди, як точкові негативні заряди, взаємодіють з центральним іоном, притягують до його ядра і відштовхуються від його електронних оболонок (орбіталей). Цей відштовхуючий ефект збуджуюче діє на орбіталі центрального іона, змінюючи їх енергію. При цьому у відповідності із законом Кулона, ближчі до ліганда орбіталі будуть відчувати сильніше відштовхування, а більш віддалені – менше.

В нейтральному атомі зовнішні валентні електрони, як правило, належать s- i p- підрівням. Якщо ж валентних електронів немає, атом перетворений в іон, то зовнішніми стануть більш глибоко розміщені орбіталі, вони стануть доступними для взаємодії з лігандами. Якщо даний атом належить до d – елементів, то при його іонізації такими зовнішніми будуть d – орбіталі. Саме ці d – орбіталі і перекриваються з орбіталями лігандів при утворенні комплексних сполук.

Б. Метод валентних зв’язків.

Хімічні зв’язки, які виникають в процесі комплексоутворення, мають донорно-акцепторне походження, тобто утворюються за рахунок неподільної електронної пари одного із взаємодіючих атомів і вільної орбіталі другого атома.

Так, утворення тетраядричного іона [BeF₄]^2- можна пояснити наступним способом. Іон Ве²⁺ має таку електронну конфігурацію (має вільну 2s- і 2р-орбіталі), а тому може бути акцептором 4 електронних пар, які може надати F^- - іон. Тетраядрична будова комплексного іона [BeF₄]^2- обумовлена sp³ – гібридизацією валентних орбіталей берилію.

Так само можна показати, що при взаємодії іону Cr³⁺ з молекулами води утворюється октаедоичний іон [Cr(H₂О)₆]³⁺. Октаядричні комплекси утворюються також при взаємодії іона Cr³⁺ з фторид- і гідроксид іонами: Cr³⁺ + 6:F ® [CrF₆]^3- - гексафторохромат-(ІІІ)-іон, Cr³⁺ + 6:OH- ® [Cr(OH)₆]^3- - гексагідроксохромат-(ІІІ)-іон.

Комплексні сполуки [Zn(NH₃)₄]²⁺, [Cd(NH₃)₄]²⁺, [HgI₄]^2- мають тетраядричну конфігурацію.

Так у комплексі [Zn(NH₃)₄]²⁺ іон Zn²⁺ надає для електронних пар лігандів одну 4s- і три 4р-орбіталі. Причому відбувається sp³ – гібридизація, що відповідає розміщенню лігандів у вершинах тетраядра (тетраядрична конфігурація).

Іони d – елементів з 4 зайнятими d – орбіталями при координаційному числі 4 надають для електронних пар лігандів одну (n – 1)d-, одну ns і дві np – орбіталі, наприклад, в комплексі [Pt(NH₃)₄]^2-.

При цьому відбувається гібридизація dsp², що відповідає розміщенню лігандів у вершинах квадрата (квадратна конфігурація). Тому такі комплекси, як [Pt(NH₃)₄]^2- мають структуру плоского квадрата.

Координаційному числу 6 відповідає гібридизація d²sp³ і октаядричне розміщення лігандів. Така координація має місце, наприклад, у комплексах платини (ІV).

Така сама октаядрична координація здійснюється в комплексах [Co(NH₃)₆]³⁺, [Fe(CN)₆]^4-, [RhCl₆]^3-. Координаційному числу 2 відповідає гібридизація sp – типу і лінійна координація лігандів, наприклад у комплексі [Ag(NH₃)₂]⁺.

Отже, МВЗ пояснює певні значення КЧ і геометричні форми комплексних іонів або молекул. Але взаємодія між центральним атомом і лігандами в комплексних сполуках не зводться лише до донорно-акцепторної. Існують ліганди, які здатні приймати електрони металу на вакантні орбіталі, наприклад на вільні d – орбіталі. Такі ліганди називаються П – акцепторами, а зв’язок їх з центральним атомом П – дативним.

Будова “сендвічевих” (Сr(C₆H₆)₂, Fe(C₅H₅)₂) сполук успішно пояснює метод МО. Застосування методу МО для пояснення будови комплексних сполук розглядається у спеціальних посібниках.

Отже, утворення молекул Сr(C₆H₆)₂ відбувається по П – донорно-акцепторному і П – дативному механізмах за рахунок 18 електронів (12 електронів бензолу і 6 електронів від атома хрому) і вільних d – орбіталей атома зрому і П_розр – орбіталей двох молекул бензолу.

Рекомендована література

1. Порецький А.В., Баннікова-Безродна О.В., Філіппова Л.В. Медична хімія: Підручник. — К.: ВСВ “Медицина”, 2012. — 384 с.

2. Музиченко В.П. Медична хімія Медицина (Київ). – 2010. – 496 с.

3. Миронович Л.М. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2008. – 159 с.

4. Калібабчук В.О. Медична хімія: Підр.для вузів/В.О. Калібабчук, Л.І. Грищенко, В.І. Миронович Л.М., Мардашко О.О. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2007. – 168 с.

5. Григор’єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – 431 с.

6. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. –К.: Вища школа, 1998. – 480с.

7. Глінка М.Л. Загальна хімія. К.: Вища школа, 1982. –724 с.

8. Хухрянский В.Г., Циганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов. – К.: Высшая школа, 1990. –208 с.

9. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1988.– 640 с.