36. Устойчивость комплексных соединений. Понятие о двойных солях. Биологическая роль комплексных соединений.
Устойчивость комплексных соединений
Прочность комплексного соединения характеризуется константой нестойкости (константой равновесия диссоциации комплексного иона) или обратной ей константой устойчивости. Чем больше величина константы нестойкости, тем сильнее комплексный ион диссоциирует в растворе и тем менее он устойчив.
Устойчивость комплексных соединений определяется как внешними условиями (температура, природа растворителя, ионная сила, состав раствора), которые учитываются при расчёте условной константы устойчивости, так и фундаментальными факторами. Такими факторами являются: природа центрального атома и донорных атомов лигандов, структура лигандов и стерические факторы.
Двойные соли
Двойные соли – это кристаллические комплексные соединения, образованные из простых солей и имеющие малоустойчивую внутреннюю сферу. Часто формулу двойной соли обозначают перечислением формул простых солей, разделяя их точкой. Например, соль К2[CuCl4] представляют формулой CuCl2•2KCl. Такая формула не означает смеси двух солей! Двойные соли образуют отдельную область среди комплексных соединений.
Получают двойные соли кристаллизацией из раствора (например, KCl•MgCl2, 2NaCl•CoCl2, CaCl2•BaCl2) или твердофазным синтезом.
К двойным солям относят также комплексные соли, малорастворимые в воде, например, известные вам криолит или малахит.
Комплексные соединения активно образуются в биологических системах с участием лигандов –аминокислот, пептидов, белков, нуклеиновых кислот и других веществ; комплексы белков с катионами металлов играют роль металлоферментов, катализирующих большинство химических превращений. В качестве центрального иона металлофермента выступают катионы Mn2+,Cr2+,Fe3+, Zn2+ и др. К комплексным соединениям относятся витамины, гормоны, металлоферменты (инсулин - комплекс ионов цинка с белками: витамин В12 - комплекс кобальта с порфирином: гемоглобин крови - комплекс порфирина с железом (II)). В легких, где парциальное давление кислорода велико, гемоглобин связывается с кислородом как с лигандом, а в тканях освобождает его. В случае патологии лигандом может быть другое вещество - угарный газ (СО). С ним образуется комплекс в 300 раз более прочный, чем с кислородом. Этим объясняется токсичность действия угарного газа.
37. Общая характеристика водорода. Гидриды. Ион водорода и ион гидроксония.
Н (лат. hydrogenium), самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе.
Валентность водорода в соединениях
В соединениях водород проявляет валентность I.
Физические свойства водорода
Простое вещество водород (Н2) – это газ, легче воздуха, без цвета, без запаха, без вкуса, tкип = – 2530С, водород в воде нерастворим , горюч. Собирать водород можно путем вытеснения воздуха из пробирки или воды. При этом пробирку нужно перевернуть вверх дном.
Получение водорода
В лаборатории водород получают в результате реакции
Видео - Эксперимент "Получение водорода и проверка его на чистоту"
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 .
Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а).
В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:
CH4 + 2H2O = 4H2 +CO2 (t, Ni)
или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:
2H2O + С = 2H2 + CO2. (t)
Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):
2H2O = 2H2+ O2(электролиз).
Гидри́ды — соединения водорода с металлами и с имеющи мименьшую электроотрицательность, чем водород, неметаллами. Иногда к гидридам причисляют соединения всех элементов с водородом.
Классификация
В зависимости от характера химической связи водорода с другими химическими элементами различают три типа гидридов:
ионные гидриды (солеобразные гидриды);
металлические гидриды;
ковалентные гидриды.
К ионным гидридам относятся соединения водорода с щелочными и щёлочноземельными металлами. Ионные гидриды — это вещества белого цвета, устойчивые при нормальных условиях, но разлагающиеся при нагревании на металл и водород без плавления, исключение составляют LiH и CaH2, которые плавятся без разложения и при дальнейшем нагревании разлагаются.
Металлические гидриды — это соединения переходных металлов, в большинстве случаев являются бертоллидами. По сути являются твёрдым раствором водорода в металле, атомы водорода внедряются в кристаллическую решётку металла.
К ковалентным гидридам относятся гидриды, образованные неметаллами, например, метан CH4 и силан SiH4.
Химические свойства:
Взаимодействие ионных гидридов с водой:
NaH
+ H2O = NaOH + H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
Взаимодействие с оксидами металлов:
2CaO + CaH2 = 2Ca + Ca(OH)2
Термическое разложение{\displaystyle {\mathsf {2NaH\longrightarrow 2Na+H_{2}\uparrow }}}:
2LiH = 2Li + H2
Взаимодействие с азотом{\displaystyle {\mathsf {3CaH_{2}+N_{2}\longrightarrow Ca_{3}N_{2}+3H_{2}}}}:
3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2
Получение
Ионные гидриды получают взаимодействием простых веществ:
2Na + H2 = 2NaH
Молекулярный ион водорода — простейший двухатомный ион H2+, образуется при ионизации молекулы водорода. В молекулярном ионе H2+ образуется одноэлектронная химическая связь. Молекулярный ион водорода H2+ содержит два протона, заряженных положительно, и один электрон, заряженный отрицательно.
Гидроксоний (оксоний, гидроний) H3O+— комплексный ион, соединение протона с молекулой воды.
Водородные ионы в водных и спиртовых растворах кислот существуют в виде гидратированных или сольватированных ионов гидроксония. Для измерения концентрации водородных ионов используется водородный электрод. Ион гидроксония был обнаружен также в газовой фазе. Этот катион часто используется для представления природы протонов в водном растворе
Стандартная энтропия иона гидроксония составляет 192,25 Дж/(моль·K). {\displaystyle {\mathsf {2Na+H_{2}\longrightarrow 2\ NaH}}}