22.(Из шпоры)

Поверхностная энергия, приходящаяся на единицу площади поверхности (удельная поверхностная энергия), называется поверхностным натяжением().

 = Gs / S.

Понятие о поверхностном натяжении (удельной поверхностной энергии) справедливо для любых гетерогенных систем, в том числе и для системы жидкость – жидкость, а также для твердого тела, граничащего с газом или жидкостью.

Поверхностное натяжение у разных жидкостей различно и зависит от природы жидкости, природы граничащей фазы, температуры, давления (если граничащая фаза газ), а также от природы и концентрации растворенных веществ.

Адсорбция – самопроизвольное изменение концентрации растворенного вещества на границе раздела фаз. Адсорбция уменьшается с повышением температуры. Адсорбционное равновесие – равновесное распределение вещества между пограничным слоем и граничащими фазами. Является динамическим равновесиям и быстро устанавливается.

Адсорбция на подвижной границе раздела фаз (на поверхности жидкости)

Любая система в соответствии со вторым началом термодинамики стремится самопроизвольно перейти в такое состояние, при котором она обладает минимальным запасом энергии Гиббса. Следовательно, она стремится к минимуму поверхностной энергии Гиббса (Gs = S). Поэтому система, образованная одним компонентом, может понизить запас своей поверхностной энергии Гиббса в данных условиях только одним путем – принять форму, при которой поверхность раздела фаз минимальна.

Система, состоящая больше чем из одного компонента, помимо уменьшения площади поверхности, может понизить поверхностную энергию Гиббса и путем уменьшения поверхностного натяжения (). Рассмотрим возможные случаи распределения растворенного вещества в водном растворе:

1. ПАВ уменьшают поверхностное натяжение растворителя (воды) и поэтому накапливаются в поверхностном слое (Сs>Сv), в связи с чем в системе уменьшается запас поверхностной энергии Гиббса. ПАВ должны обладать: а) поверхностным натяжением меньшим по сравнению с поверхностным натяжением растворителя; б) сравнительно малой растворимостью.

2. ПИВ увеличивают поверхностное натяжение растворителя (воды), поэтому накапливаются в объеме фазы (Сs<Сv), поскольку только в этом случае запас поверхностной энергии Гиббса в системе относительно уменьшается. ПИВ должны обладать следующими свойствами: а) их поверхностное натяжение должно быть больше поверхностного натяжения растворителя; б) их растворимость должна быть высокой.

3. ПНВ не изменяют поверхностное натяжение растворителя (воды), поэтому их концентрация в поверхностном слое такая же, как и в объеме фазы (Сs=Сv).

Ориентация молекул ПАВ в поверхностном слое.

Структура биологических мембран

Молекулы ПАВ состоят из двух частей: полярной (гидрофильной) и неполярной (гидрофобной). При адсорбции полярная группа, обладающая большим сродством с полярной фазой (например, с водой) втягивается в нее. В то же время неполярная группа выталкивается в неполярную фазу.

При малых концентрациях ПАВ углеводородные радикалы «лежат» на поверхности полярной жидкости, а полярные группировки погружены в нее. С увеличением концентрации ПАВ в растворе число молекул, находящихся в поверхностном слое, возрастает. Это приводит к образованию на граничной поверхности насыщенного мономолекулярного адсорбционного слоя, в котором молекулы ПАВ предельно ориентированы. Данный слой образно называется молекулярным частоколом Лэнгмюра..

Представления об ориентации молекул ПАВ в насыщенном адсорбционном слое сыграли большую роль в развитии учения о структуре биологических мембран

Клеточные мембраны образованы главным образом молекулами двух типов: липидами и белками.

Липиды нерастворимы в воде, но растворимы в органических растворителях. Особенностью мембранных липидов является то, что на одном конце их молекулы есть полярные группы (например, –СООН), обладающие гидрофильными свойствами, тогда как другой ее конец представляет собой длинную углеводородную цепь с гидрофобными свойствами. Липиды образуют бимолекулярные пленки в которых полярные группы располагаются на обеих поверхностях мембраны, а неполярные погружены внутрь ее.

Молекулы белка могут располагаться вблизи внешней и внутренней поверхностей мембраны, а также проникать, частично или полностью, через всю ее толщину.

Обычно клеточные мембраны весьма прочны и обладают свойствами электрического изолятора.

Значение поверхностных явлений в медицине. Вода – наиболее часто применяющийся растворитель. Она обладает большим поверхностным натяжением, поэтому по отношению к ней многие вещества являются поверхностно-активными.

Изменение поверхностного натяжения биологических жидкостей используется в диагностических целях. К примеру, поверхностное натяжение плазмы крови значительно изменяется при различных заболеваниях (анафилактический шок, рак и др.). С возрастом человека поверхностное натяжение сыворотки крови уменьшается.

23. (из шпоры)

Физическая адсорбция и хемосорбция

На поверхности раздела двух фаз помимо адсорбции, обусловленной в основном физическими взаимодействиями, может идти химическая реакция. Этот процесс называется хемосорбцией.«Обычную» адсорбцию в случае, когда требуется подчеркнуть природу сил взаимодействия, называют физической адсорбцией. Чёткое разделение на адсорбцию и хемосорбцию не всегда возможно. Одним из основных параметров, по которым различаются эти явления является тепловой эффект: так, тепловой эффект физической адсорбции обычно близок к теплоте сжижения адсорбата, тепловой эффект хемосорбции значительно выше. Кроме того в отличие от адсорбции хемосорбция обычно является необратимой и локализованной. Примером промежуточных вариантов, сочетающих черты и адсорбции и хемосорбции является взаимодействие кислорода на металлах и водорода на никеле: при низких температурах они адсорбируются по законам физической адсорбции, но при повышении температуры начинает протекать хемосорбция.

Причиной адсорбции являются неспецифические Ван-дер-Ваальсовы силы.

Физическая адсорбция является обратимым процессом, условие равновесия определяется равными скоростями адсорбции молекул адсорбтива P на вакантных местах поверхности адсорбента S^* и десорбции — освобождения адсорбата из связанного состояния S − P:

;

уравнение равновесия в таком случае:

,

Количественно процесс физической мономолекулярной адсорбции описывается уравнением Ленгмюра:

Явление смачивания твердых тел жидкостями убеждает нас в том, что молекулы жидкости в некоторых случаях как бы прилипают к твердому телу и более или менее длительно удерживаются на нем. То же может происходить и с молекулами газа. Твердое тело, находящееся в газе, всегда покрыто слоем молекул газа, некоторое время удерживающихся на нем молекулярными силами, Это явление носит название адсорбции. Количество адсорбированного газа в разных случаях разное. Прежде всего, оно зависит от площади поверхности, на которой могут адсорбироваться молекулы: чем больше эта поверхность, тем больше адсорбируется газа. Адсорбирующая поверхность особенно велика у пористых веществ. Количество адсорбированного газа зависит также от природы газа и от свойств твердого тела.

Уравнение Ленгмюра является одной из форм уравнения изотермы адсорбции. Под уравнением изотермы адсорбции понимают зависимость равновесной величины адсорбции от концентрации адсорбтива a=f(С) при постоянной температуре. Концентрация адсорбтива для случая адсорбции из жидкости выражается в мольных, либо массовых долях. В случае адсорбции из растворов, пользуются относительной величиной: С/С_s. В случае адсорбции из газовой фазы концентрация может быть выражена в единицах абсолютного давления в относительных единицах: P/P_s. Саму величину адсорбции можно выразить также в единицах концентрации. Для адсорбции на твёрдых адсорбентах, особенно при рассмотрении практических задач, используют отношение массы или количества поглощённого вещества к массе адсорбента, например мг/г или ммоль/г.

Правило выравнивания полярностей

Возможность молекулярной адсорбции какого-либо вещества можно определять на основе правила уравнивания полярностей ( П. А. Ребиндер, 1927 г.): вещество С может адсорбироваться на поверхности раздела фаз А и В, если адсорбционный слой уменьшает разность полярностей на границе раздела этих фаз. Правило уравнивания полярностей широко используется для управления многими поверхностными явлениями, в том числе смачиванием. 

АДСОРБЦИЯ ИЗБИРАТЕЛЬНАЯ — процесс, основанный на неодинаковой способности отдельных компонентов газовой или жидкой смеси поглощаться из данного растворителя данным адсорбентом. Она является основой метода разделения многокомпонентных смесей, называемого хроматографией.

Значение адсорбции

Наибольшее практическое значение имеет адсорбцияповерхностно-активных веществ и адсорбция примесей из газа либо жидкости специальными высокоэффективными адсорбентами. В качестве адсорбентов могут выступать разнообразные материалы с высокой удельной поверхностью: пористый углерод (наиболее распространённая форма — активированный уголь), силикагели, цеолиты а также некоторые другие группы природных минералов и синтетических веществ.

Адсорбция (особенно хемосорбция) имеет также важное значение в гетерогенном катализе. Установка для проведения адсорбции называется адсорбером.

24.

Классификация дисперсным систем: по степени дисперсности, по агрегатному состоянию фаз, по силе межмолекулярного взаимодействия между дисперсной фазой и дисперсионной средой. Природа коллоидного состояния. Молекулярно-кинетические свойства коллоидно- дисперсных систем.

Дисперсные системы - системы, состоящие из дисперсной фазы – совокупности раздробленных частиц и непрерывной дисперсионной среды, в которой во взвешенном состоянии находятся эти частицы.

Классификация д.с. 1. По степени дисперсности:

• Грубодисперсные (размер частиц от 10^-7 до 10^-5 м)

• Коллоидно-дисперсные (размер частиц от 10^-9 до 10^-7 м)

2. По агрегатному состоянию фаз:

Коллоидно-дисперсные:

• Системы с твердой дисперсионной средой – солидозоли

• Системы с жидкой дисперсионной средой - лиозоли (золи)

• Системы с газообразной дисперсионной средой – аэрозоли

3. По интенсивности межмолекулярного взаимодействия:

• Лиофобные – со слабым взаимодействием. Являются необратимыми: частицы дисперсионной фазы не способны самопроизвольно диспергироваться в дисперсионной среде. Характерны существенные отличия в химическом составе и строении граничащих фаз.(золи металлов, оксидов металлов, труднорастворимых солей в воде)

• Лиофильные – с сильным взаимодействием. К ним относятся растворы высокомолекулярных веществ (мыло,алкалоиды,красители и т.д.)

Природа коллоидного состояния. Свойства коллоидно-дисперсных систем.

1. Все коллоидные растворы способны рассеивать свет или опалесцировать.

2. Диффузия частиц в коллоидных растворах протекает весьма медленно.

3. Коллоидные растворы имеют очень малое осмотическое давление, которое часто даже трудно обнаружить.

4. Коллоидные растворы способны к диализу, т. е. с помощью полупроницаемой перегородки (мембраны) могут быть отделены от растворенных в них примесей низкомолекулярных веществ. При диализе молекулы растворенного низкомолекулярного вещества проходят через мембрану, а коллоидные частицы, неспособные проникать через полупроницаемую перегородку остаются за ней в виде очищенного коллоидного раствора.

5. Коллоидные растворы обычно обнаруживают явление электрофореза

25

По способу достижения коллоидной степени дисперсности различают методы:

1)диспергационные — получение частиц дисперсной фазы путем дробления более крупных частиц

2)конденсационные — получение частиц дисперсной фазы путем объединения атомов,молекул,ионов.

Суспензии – гетерогенные системы, в которых частицы твердой дисперсной фазы распределены в жидкой дисперсионной среде. Это, например, взвесь крахмала в воде, раствор кофе, известковый и цементный раствор.

Эмульсииобразуются двумя несмешивающимися жидкостями. Примерами эмульсий служат молоко, майонез, маргарин, эмульсия бензола в воде.

Коллоидные растворы обычно называют золями. В зависимости от природы дисперсионной среды золи называют гидрозолями – дисперсионная среда – жидкость, аэрозолями – дисперсионная среда воздух.

Диализ — удаление с помощью мембран низкомолекулярных соединений из коллоидных растворов и растворов ВМС.

Электродиализ — увеличение скорости диализа низкомолекулярных электролитов.

Ультрафильтрация — очистка систем,содержащих частицы коллоидных размеров(золи,растворыВМС,взвеси бактерий и вирусов)

Физико-химические принципы функционирования иск.почки: .Рассмотрим работу блока гидравлики аппарата «искусственная почка» Fresenius -4008 B . Блок гидравлики данного аппарата построен по принципу закрытого контура диализирующей жидкости, протекающей через диализатор. Балансировочная камера состоит из двух идентичных и герметичных камер, объем которых разделен эластичной непроницаемой мембраной. Каждая камера имеет 2 входа и 2 выхода для диализирующей жидкости, каждый из которых коммутируется соответствующим клапаном. Аппарат может функционировать в сл.режимах: преддиализнаяпромывка,самотестирование,подготовка к диализу,режимдиализа,режим окончания диализа,дезинфекциядиализа,технический режим. В процессе диализа с применением ультрафильтрации из крови б ольного удаляется некоторое количество жидкости, проходя при этом через гидравлику аппарата.

Молекулярно-кинетические свойства — свойства,обусловленные хаотическим тепловым движением частиц.

Броуновское движение - это тепловое движение частиц в коллоидных системах, которое имеет молекулярно-кинетическую природу. Установлено, что движение коллоидных частиц является следствием беспорядочных ударов, наносимых им молекулами дисперсионной среды, находящихся в тепловом движении. В результате коллоидная частица часто меняет свое направление и скорость. За 1 сколлоидная частица может изменить свое направления свыше 10²⁰ раз.

Диффузиейназывается самопроизвольно протекающий процесс выравнивания концентрации коллоидных частиц в растворе под влиянием их теплового хаотического движения. Явление диффузии необратимо. описывается законом Фика: скорость диффузии прямо пропорциональна площади поверхности,через которую проходит вещество,и градиенту его концентрации dm/dt = -Ds * dc/dx, где dm — масса вещества, dt — время, s-площадь, D — коэффициент диффузии, dc/dx — градиент концентрации.

D = R_бT/6пrn, где Т-температура, r- радиус диффундирующей частицы,n-вязкость. Уравнение позволяет объяснить малую скорость диффузии коллоидных частиц. Экспериментально определив коэф.диффузии,с помощью уравнения можно вычислить размеры диффундирующих частиц.

Осмотическое давление — избыточное гидростатическое давление на раствор,отделенный от чистого растворителя полупроницаемой мембраной,при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Оно подчиняется закону Вант-Гоффа: Посм = R_бCvT , где Cv — частичная концентрация. Cv = m_д/mV, где mд-масса дисперсной фазы,m-масса коллоидной частицы,V-объем. Осмотическое давление пропорционально числу частиц дисперсной фазы в единице объема и абсолютной температуре. Посм = 3m_дR_бT/4пVr³pОсмотическое давление коллоидного раствора при прочих равных условиях обратно пропорционально кубу радиуса коллоидной частицы.В результате агрегации коллоидных частиц их размер возрастает,а частичная концентрация соответственно уменьшается,ускоряется оседание частиц.

Седиментационноеравновесие.Седиментация. На распределение частиц оказывает влияние не только диффузия, но и гравитационное поле. Кинетическая устойчивость коллоидной системы зависит от действия двух факторов, направленных взаимно противоположно: силы тяжести, под действием которой частицы оседают, и силы, при которой частицы стремятся разойтись по всему объему и противодействовать оседанию.

Для истинных растворов характерно пропускание, они являются оптически прозрачными. Грубодисперсные – оптически мутные (размеры больше длины волны). Для золей характерно рассеивание света в результате огибания частиц световой волной. Луч света в таких растворах становится видимым ( явление конуса Тиндаля). Закон светорассеивания(закон Рэлея):

I=I0k * (Cчаст V2/ λ 4),Где I – интенсивность рассеянного,I0– интенсивность падающего света,

K – константа Рэлея, зависящая от соотношения показателей преломления среду и фазы,

Cчаст – частичная концентрация,V – объем частицы дисперсной фазы,Λ – длина волны падающего света

Выводы Рэлея:

1) интенсивность рассеянного света прямо пропорциональна концентрации частиц.

2) интенсивность рассеянного света прямо пропорциональна квадрату объема частицы.

3) в большей степени при прохождении через золи рассеивается коротковолновое излучение.

Электрофорез – движение частиц в электрическом поле, т.е. перемещение частиц дисперсной фазы относительно неподвижной дисперсионной среды под действие внешнего электрического поля.

Электроосмос– движение растворителя в электрическом поле, т.е. перемещение дисперсионной среды относительно неподвижной дисперсной фазы в электрическом поле.

Электроосмос и электрофорез обусловлены наличием двойного электрического поля на поверхности частицы золя.

Электрофорез применяется для разделения аминокислот и белков, нуклеиновых кислот, антибиотиков, ферментов, антител, форменных элементов крови и т.д. В клинических исследованиях электрофорез используют для диагностики заболеваний, сопровождающихся изменением состава белков.

Двойной электрический слой состоит возникает на границе раздела фаз: твердое вещество– раствор электролита. Он состоит из достаточно прочно связанных с поверхностью дисперсной фазы потенциалопределяющих ионов и противоионов,находящихся в дисперсной среде. Потенциалообразующие ионы вместе со связанными противоионами образуют адсорбционный слойю Возникает разность потенциалов.

26 Устойчивость любой дисперсной системы определяется способностью дисперсной фазы сохранять исходную степень диссоциации и равномерное распределение в дисперсионной среде.

Различают кинетическую,седиментационную и агрегативную устойчивость:

Седиментационная устойчивость - устойчивость частиц дисперсной системы к оседанию под действием сил тяжести.

Кинетическая устойчивость - способность дисперсной фазы коллоидной системы находиться во взвешенном состоянии, и противодействовать силам тяжести. Высокодисперсные системы - кинетически устойчивы

Агрегативнаяустойчивость – способность системы к сохранению степени дисперсности. Это возможно только при наличии стабилизатора.Причинойагрегативной устойчивости является наличие у коллоидных частиц электрического заряда, который препятствует слипанию частиц.

Факторы устойчивости лиозолей: наличие электрического заряда коллоидных частиц(частицы несут одноименный заряд,поэтому при встрече частицы отталкиваются),способность к сольватации(гидратации) ионов диффузного слоя(чем более гидратированы ионы в диффузном слое,тем толще общая гидратная оболочка,тем стабильнее система),адсорбционно-структурирующие свойства систем.

Процесс объединения коллоидных частиц в более крупные агрегаты, и в конечном итоге выпадение их в осадок, называется коагуляцией. Она может быть вызвана: действием тепла, излучений, электролитов или другого коллоидного раствора с частицами противоположного заряда. Различают скрытую и явную коагуляцию.

При скрытой коагуляции происходит некоторое уменьшение общего числа коллоидных частиц, но осадок не выпадает, видимых изменений нет. В результате скрытой коагуляции происходит изменение вязкости золя, степени дисперсности.

При явной коагуляции каждое соударение частиц приводит к слипанию, образуется осадок.

Основные причины коагуляции под действием электролитов вызваны вследствие:

1) сжатия диффузного слоя

2) адсорбции на коллоидной частице ионов добавленного электролита, имеющих заряд, противоположный заряду гранул.

Процессы коагуляции имеют большое значение в жизнедеятельности организма. Для сохранения постоянства физико-химических условий в организме необходимо соблюдать постоянство не только концентрации электролитов, но и их качественного состава.

27(из шпоры)Для определения направления и полноты протекания окислительно-восстановительных реакций между окислительно-восстановительными системами в водных растворах используются значения электродных потенциалов этих систем. Механизм возникновения электродных потенциалов, их количественное определение, процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или вызваны электрическим током, изучаются особым разделом химии – электрохимией. Сочетая электрод, представляющий исследуемую окислительно-восстановительную систему,со стандартным водородным электродом, определяют электродный потенциал Е данной системы. Для того, чтобы можно было сравнивать окислительно-восстановительные свойства различных систем по их электродным потенциалам, необходимо, чтобы последние также были измерены при стандартных условиях. Таковыми обычно являются концентрация ионов, равная 1 моль/л, давление газообразных веществ 101,325 кПа и температура 298,15 К. Потенциалы, измеренные в таких условиях, носят название стандартных электродных потенциалов и обозначаются Ео. Они часто называются также окислительно-восстановительными или редокс-потенциалами. Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице. Эти системы записаны в форме уравнений полуреакций восстановления, в левой части которых находятся атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны. Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства металлов в водных растворах: чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов; металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т.е. стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот. При условиях, отличающихся от стандартных, численное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы определяется по уравнению Нернста:

Е_ох/Red= Е⁰_{ох/Red —}RT/nF * lnC(Red)/C(Ox)

где Е_ох/Red= Е⁰_ох/Red - соответственно электродный и стандартный потенциалы системы; R – универсальная газовая постоянная; Т – абсолютная температура; F – постоянная Фарадея; n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.С(Red) и C(Ox) – молярные концентрации соответственно восстановленной и окисленной форм соединения.

Отличительным признаком окислительно-восстановительных реакций является перенос электронов между реагирующими частицами - ионами, атомами, молекулами и комплексами, в результате чего изменяется степень окисления этих частиц.

Окислительно-восстановительный потенциал(редокс-потенциал) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах(мВ).

Основными процессами, обеспечивающими жизнедеятельность любого организма, являются окислительно-восстановительные реакции, т.е. реакции, связанные с передачей или присоединением электронов. Энергия, выделяемая в ходе этих реакций, расходуется на поддержание гомеостаза (жизнедеятельности организма) и регенерацию клеток организма.

Гальвани́ческийэлеме́нт— химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. В состав гальванического элемента входят электроды. Электроды бывают:

1)Электроды 1-го рода — электроды, состоящие из металла, погруженного в раствор его соли;

2)Электроды 2-го рода — электрод, состоящий из металла, погруженного в раствор его нерастворимой соли, который содержит общий анион с нерастворимой солью (металл-оксидные электроды);

3)Электроды 3-го рода — электроды, состоящие из двух нерастворимых осадков электролитов, в менее растворимом есть катион, который образуется из металла электрода, а в более растворимом есть общий анион с первым осадком;

4)Газовые электроды — электроды, состоящие из неактивного металла в растворе и газа (кислородныйэлектрод, водородныйэлектрод);

5)Амальгамные электроды — электроды, состоящие из раствора металла в ртути;

6)Окислительно-восстановительные электроды — электроды, состоящие из неактивного металла.

Гальванические элементы характеризуются: э.д.с., емкостью, энергией, которую он может отдать во внешнюю цепь, сохраняемостью.

28( из шпоры) В основе определения направления самопроизвольного протекания окислительно - восстановительных реакций лежит следующее правило: окислительно - восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель. Сопоставляя потенциалы сопряженных пар, участвующих в окислительно - восстановленной реакции, можно заранее определить направление, в котором будет самопроизвольно протекать та или иная реакция. Это положительное значение разности потенциалов.

Работу химического источника тока рассмотрим на примере элемента Якоби-Даниэля(сосуд,разделенный пористой перегородкой на 2 части.В одной части содержится раствор Znso4,в которой опущена цинковая пластинка.В другой части раствор Cuso4,в которой медная пластинка.) Процессы переходов ионов с электрода в раствор можно рассматривать как результат окислительно-восстановительной реакции. На цинковом электроде протекает полуреакция окисления: Zn(т) = Zn²⁺(р) +2e^- ;▲G = -146кДж,а на медном — полуреакция восстановления ; Cu²⁺(р) + 2e^-=Cu(т) ;▲G= -66кДж. Особенность осуществления окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе состоит в том,что электроны от восстановителя к окислителю переносятся по внешней цепи и могут совершать электрическую работу. Поэтому направление тока в цепи определяется направлением окислительно-восстановительной реакции, которое можно прогнозировать на основе 2-го начала термодинамики по изменению энергии Гиббса. Поскольку приращение энергии Гиббса реакции имеет отрицательный знак,восстановление ионов меди цинком идет самопроизвольно,цинковая пластинка является анодом,а медная пластинка — катодом источника тока. Приращение энергии Гиббса реакции позволяет рассчитать максимальную электрическую работу,которую можно получить с помощью данного источника. При растворении 1 моль Zn эта работа составит -212кДж. Элемент Якоби0Даниэля является примером обратимой гальванической цепи,так как при пропускании электрического тока от внешнего источника направление электрохимической реакции меняется на обратное: Cu(т) + Zn²⁺(р) = Cu²⁺(р) + Zn(т) ; ▲G⁰ = 212кДж Такая запись отвечает протеканию реакции, сопровождающейся убылью энергии Гиббса и положительной величине э. д. с.

Если реакция в гальваническом элементе проводится обратимо, то сопровождающая ее убыль энергии Гиббса полностью идет на производство электрической работы. В реальных условиях гальванические элементы работают необратимо, поэтому в работу превращается лишь часть изменения энергии Гиббса реакции, протекающей в элементе.процессы получения электрического тока в гальванических элементах и электролиза взаимно противоположны.

29 лигандообменные реакции сопровождаются переносом электронных пар и приводят к образованию или разрушению комплексных соединений.

В молекулах комплексных соединений выделяют центральный атом или ион и непосредственно связанных с ним молекул,называемыхлигандами.

Основу координационной теории составляют следующие положения:

1)центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь

2)вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды

3)комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения

4)ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения.

Число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь, называется координационным числом.

При взаимодействии частиц наблюдается взаимная координация частиц, которую можно определить как процесс комплексообразования

Реакции комплексообразования сопровождаются переносом электронных пар и приводят к образованию или разрушению комплексных (координационных) соединений. Особенностью комплексных соединений является наличие в них координационной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму:

Центральный атом (комплексообразователь) - атом или ион, который занимает центральное положение в комплексном соединении. Роль комплексообразователя чаще всего выполняют частицы, имеющие свободные орбитали и достаточно большой положительный заряд ядра, а следовательно, могут быть акцепторами электронов.

Число мест, занимаемых каждым лигандом во внутренней сфере комплексного соединения, называется координационной емкостью (дентатностью) лиганда.

Природа химической связи в комплексных соединениях: Образование многих комплексных соединений можно в первом приближении объяснить электростатическим притяжением между центральным катионом и анионами или полярными молекулами лигандов. Наряду с силами притяжения действуют и силы электростатического отталкивания между одноименно заряженными лигандами. В результате образуется устойчивая группировка атомов(ионов), обладающая минимальной потенциальной энергией.

Наиболее устойчивые и разнообразные комплексы по составу и выполняемым ими функциям образуют d-элементы. Особенно большое значение имеют комплексные соединения переходных элементов: железа, марганца, титана, кобальта, меди, цинка и молибдена. Биогенные s-элементы (Na, К, Mg, Са) образуют комплексные соединения только с лигандами определенной циклической структуры, выступая также в качестве комплексообразователя. Основная часть р-элементов (N, P, S, О) является активной действующей частью комплексообразующих частиц (лигандов), в том числе и биолигандов. Следовательно, способность к комплексообразованию - это способность уменьшается в следующем порядке: f >d >p >s.

3 0. Пространственное строение и изомерия комплексных соединений. Одинаковые лиганды симметрично располагаются в пространстве вокруг центрального атома. Чаще встречаются четные координационные числа — 2,4,6. Им соответствуют следующие геометрические конфигурации:

Координационное число	Геометрическая конфигурация
2	Л инейная
4	П лоская квадратная
4	т етраэдрическая
6	о ктаэдрическая

Впервые правильные представления о пространственном строении комплексных соединений были сформулированы А.Вернером. При этом он исходил из найденного опытным путем числа изомеров при наличии двух или более различных лигандов в комплексе и сравнивал его с возможным числом для той или иной предполагаемой конфигурации. Так,для координационного числа 4 и тетраэдрической конфигурации все положения лигандов относительно центрального атома эквивалентны. Например,в одном из изомеров комплекса [Pt(NH₃)₂Cl₂] атомы хлора разделены центральным атомом(транс-изомер),а в другом(цис-изомер) они находятся рядом друг с другом,по одну сторону от центрального атома.

C l^- NH₃ Cl^- NH₃

Pt²⁺ Pt²⁺

H ₃NCl^- Cl^- NH₃

По знаку заряда комплекса различают:

1)Катионные комплексы - [Co(NH₃)₆]Cl₃

2)анионные комплексы - Li[AlH₄], K₂[Be(CO₃)₂]

3)нейтральные комплексы - [Pt(NH₃)₂Cl₂], [Co(NH₃)₃Cl₃].

Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы.

Особую группу составляют сверхкомплексные соединения. В них число лигандов превышает координационную валентность. Примером может служить CuSO₄·5H₂O. У меди координационная валентность равна четырем и во внутренней сфере координированы четыре молекулы воды. Пятая молекула присоединяется к комплексу при помощи водородных связей.

31 (из шпоры)Комплексоны — органические вещества,которые образуют комплексные соединения с ионами металлов. Их используют в качестве антидотов при отравлении. В медицинской практике наиболее широко используют комплексон — этилендиаминтетрауксусную кислоту,,которая известна еще как трилон А, а ее натриевая соль — трилон Б. Соли комплексонов называются комплексонатами. Они хорошо растворимы и характеризуются большими константами устойчивости.

Ионные равновесия в растворах комплексных соединений. Комплексные соединения диссоциируют в растворах как сильные электролиты на внешнюю и внутреннюю сферы,поскольку они связаны между собой ионным типом связи [Cu(NH₃)₄]SO₄→[Cu(NH₃)₄]²⁺+ SO₄-,

К₂[Zn(СN)₄] →₂К++ [Zn(СN)₄]^2-

Количественно диссоциацию комплексных ионов,как и слабых электролитов,можно оценить константами равновей или общими константами нестойкости. Общая константа нестойкостиКн равна произведению ступенчатых констант нестойкости: Кн = Кн1 * Кн2

Например:

[Ag(NH3)2]+↔[Ag(NH3)]++ NH3Кн1 (1)

[Ag(NH3)]+↔Ag++ NH3Кн2 (2)

[Ag(NH3)2]+↔Ag++ 2NH3Кнобщ

.

Кн1 = [Ag(NH₃)]+[NH₃]/[Ag(NH₃)²⁺] = 1,2 * 10^-4

Кн2 = [Ag⁺][NH₃]/[Ag(NH₃)⁺] = 4,8 * 10^-4

Кн.общ = [Ag⁺][NH₃]²/[Ag(NH₃)₂] = 5,8 * 10^-8

На диссоциацию комплексного иона влияют все факторы,действующие на равновесие.

Для комплексных соединений характерными являются реакции внутрисферного замещения. Так,в соединении K2[PtCl₆] можно заместить хлорид-ионы гидроксидными группами при постепенном добавлении раствора щелочи [PtCl6]2-→[Pt(ОH)Cl5]2-→[Pt(ОH)2Cl4]2-→... [Pt(ОH)5Cl]2-→[Pt(ОH)6]2-

Определяемая на основе закона действующих масс константа равновесия называется константой устойчивости комплекса: Ку = [Ml_n]/[M][L]ⁿ

Чем больше равновесие сдвинуто вправо,в сторону образования комплекса,тем больше равновесная концентрация и больше константа устойчивости.

Величина,обратная константе устойчивости комплекса,называетсяконстантой нестойкости этого комплекса:

Кн = 1/Ку = [M][L]ⁿ/[ML_n]

Устойчивость координационных соединений зависит как от природы центрального атома,так и от природы связанных с ним лиганд.

32 К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня. В группу IА входят 7 элементов: литий,калий,натрий,рубидий,цезий,франций,водород. Электронная формула внешней оболочки элементов ns¹,они имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s-электрону,соответственно,устойчивая степень окисления щелочных металлов равна +1.

Общая характеристика: легко отдают валентные s-электроны,являются сильными восстановителями,щелочнымиметаллами,обладающимиблеском,высокой электрической проводимостью и теплопроводностью,химически весьма активны. Образуют соединения с ионным типом связи(искл:водород).Низкая энергия ионизации.

Биологическая роль Na,K: Содержания Na в организме человека составляет около 60г. Остальное количество находится в костной ткани. Поддерживает осмотическое давление и pHсреды,вместе с калием формирует электрический потенциал мембран клеток, за счет которого передается сигнал в нервных клетках, мышечных клетках,участвует в транспорте через мембраны клеток неорганических и органических анионов ,участвует в переносе оксида углерода в крови.

Содержание К в организме человека составляет примерно около 160г. Калия является основным внутриклеточным катионом. Калий вместе с другими важнейшими электролитами обеспечивает необходимое осмотическое давление в биологических жидкостях организма и в клетках, является компонентом буферных систем, поддерживает электрический потенциал на мембранах клеток всех тканей. Главная биологическая функция калия — формирование совместно с другими электролитами разницы потенциалов на мембранах клеток и передача ее изменения по клеточной мембране, за счет обмена с ионами натрия, что особенно важно для нервных и мышечных клеток.

Важнейшие соединения Na

Гидрид натрия NaH,Оксид натрия Na2O,Пероксид натрия Na2O2,Надпероксид натрия NaO2,Гидроксид натрия NaOH.Фторид натрия NaF,Хлорид натрия (каменная соль, поваренная соль) NaCl,Бромид натрия NaBr,Иодид натрия NaI,Сульфид натрия Na2S,Сульфит натрия Na2SO3,Сульфат натрия Na2SO4,Тиосульфат натрия Na2S2O3,Нитрит натрия NaNO2,Нитрат натрия (чилийская селитра) NaNO3,Ортофосфат натрия Na3PO4,Безводный (кальцинированный) карбонат натрия Na2СO3,Кристаллический карбонат натрия (сода) Na2СO3 * H2O

Важнейшие соединения K

Гидрид калия KH,Оксид калия K2O,Пероксид калия K2O2,Гидроксид калия KOH,Фторид калия KF,Хлорид калия Kcl,Бромид калия Kbr,Иодид калия KI,Хлорат калия (бертолетова соль) KClO3,Сульфид калия K2S,Сульфит калия K2SO3,Сульфат калия K2SO4,Нитрат калия (селитра) KNO3,Ортофосфат калия K3PO4,Карбонат калия K2СO3,Цианид калия KCN

Качественные реакции катионов Na⁺

1.Реакция с дигидроантимонатом калия (или гексагидроксостибатом (V) калия). Реакция применяется для осаждения ионов натрия из сыворотки крови или плазмы при подометрическом определении натрия в крови.

Na⁺+ KH₂Sb0₄ = NaH₂Sb0₄| + К⁺

Na⁺ + [Sb (OH)₆]- = Na[Sb (OH)₆] бел.крист.,

2. Микрокристаллическая реакция с цинкуранилацетатом

Na⁺ + Zn(UO_:)₃(CH₃COO)₈ +СН₃СОО^-+ 9Н₂О = NaZn(UO₂)₃(CH₃COO)₉-9H₂O желт, октаэдрич. крист., (р.- уксусн. к-та)

Качественные реакции К⁺

1 . Реакция с гидротартратом натрия или (винной кислотой) в присутствии ацетата натрия (рН=7)

К⁺ + NaHC₄H₄O₆ = КНС₄Н₄О₆1 бел.крист.+ Na⁺

2. Реакция с гексанитрокобальтатом (III) натрия (рНлюбая кроме сильных кислот и сильных щелочей, т.к. реагент разлагается)

2К⁺ + Na₃[Co(NO_:)₆] = K₂Na[Co(NO₂)₆] [ желт, крист., (р.- мин. к-ты)+ 2Na⁺ 3.

Реакция с гексанитрокупратом (II) натрия и свинца.

2К⁺ + Na₂Pb[Cu(NO₂)₆] = K₂Pb[Cu(NO,)₆] | черн. кубические крист. + 2Na⁺

33 К блоку s-элементов относятся 13 элементов,общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня. В группу IIА входят 6 элементов: бериллий,магний,кальций,стронций,барий,радий. Электронная формула внешней оболочки элементов ns² ,они имеют на внешнем энергетическом уровне по два валентных электрона. В нормальном состоянии у атомов этих элементов нет неспаренных электронов,но при переходе атомов в возбужденное состояние один из s-валентных электронов переходит на р-подуровень. Это и обусловливает проявление степени окисления +2. Общая характеристика: легко отдают валентные s-электроны,являются сильными восстановителями,обладающимиблеском,высокой электрической проводимостью и теплопроводностью,химически весьма активны. Легко окисляются на воздухе,высокая температура плавления,легкие элементы(искл.радий).

Биологическая роль Ca,Mg: Магний относится к макроэлементам. Общее содержание его в организме около 20г. В наибольшей степени магний концентрируется в дентине и эмали зубов,костной ткани. Накапливается в поджелудочной железе,скелетныхмышцах,почках,мозге,печени и сердце. Является внутриклеточным катионом. Играет значительную роль при передаче нервных импульсов и необходим для ритмичной работы сердца.

Кальций относится к макроэлементам. Основная масса кальция находится в костной и зубной тканях. Также кальций регулирует проницаемость клеточных мембран, а также инициирует ответы клеток на различные внешние стимулы. Присутствие кальция в клетки или во внеклеточной среде обуславливает дифференцировку клетки, а также сокращение мышц, секрецию и перистальтику. Кальций регулирует активность многих ферментов (включая ферменты систем свертывания крови).

Биологический антагонизм: наблюдается при сокращении мышцы. Ионы Ca2+ принимают участие в сокращении мышцы, а ионы Mg2+ принимают участие в расслаблении мышцы. Также, при длительном поступлении в организм избыточных количеств солей Mg наблюдается усиленноевыделенияCa из костной ткани

Важнейшие соединения Ca

Гидрид кальция СаН₂,Оксид кальция (жженая или негашеная известь) СаО,Пероксид кальция СаО_2,Надпероксид кальция СаО₄Гидроксид кальция (гашеная известь) Са(ОН)₂Фторид кальция CaF₂Хлорид кальция CaСl₂Бромид кальция CaBr₂Иодид кальция CaI₂.,Хлорная известь CaOCl_2,Сульфид кальция CaS.,Сульфат кальция CaSO_4,Нитрид кальция Ca₃N_2,Амид кальция Ca(NH₂)_2,Нитрат кальция Ca(NO₃)_2,Ортофосфат кальция Ca₃(PO₄)_2,Карбид кальция CaC_2,Карбонат кальция CaCO₃

Важнейшие соединения Mg

Гидрид магния MgH_2,Оксид (белая магнезия, жженая магнезия) магния MgO,Гидроксид магния Mg(OH)_2,Фторид магния MgF_2,Хлорид магния MgCl_2,Бромид магния MgBr_2,Иодид магния MgI_2,Сульфид магния MgS,Сульфат магния MgSO_4,Нитрат магния Mg(NO₃)_2,Карбонат магния MgCO₃

Качественные реакции катионов Са²⁺

1. Реакция с сульфат – ионами

Са²⁺ + SО₄^2- + 2Н₂О = СаSО₄ 2Н₂О Осадок нерастворим в кислотах и щелочах, но растворяется:

А) в насыщенном водном растворе сульфата аммония с образованием комплекса (NH₄[Са(SО₄)₂])

Са²⁺отSr²⁺иВа²⁺;

CaSO₄ + (NH₄)₂SO₄=(NH₄)₂[Ca(SO₄)₂]

2. Реакции с оксилатом аммония

Са²⁺ + С₂О₄^2- = Са С₂О₄

Осадок нерастворим в растере аммиака, но растворяется в разбавленных минеральных кислотах с образованием щавелевой кислоты-

3 Реакция с углекислый натрием (Na₂CO₃)

Са²⁺ + Na₂CO₃ = Са CO₃ (белый)+ NH₄

Осадок СаСО₃ легко растворяется в минеральных и уксусной кислотах.

4. Реакция с гексацианоферратом (II) калия

Са²⁺ + 2NH₄⁺ + [Fe(CN)₆]^4-= (NH₄)₂Ca[Fe(CN)₆]

Выпадает белый кристаллический осадок, который не растворяется в уксусной кислоте

5.Реакция с гидрофосфатом натрия (Na ₂НРО₄)

Са²⁺ +НРО₄^2- = Са НРО₄(белый)

6. Реакция с родзинатом натрия

Na₂C₆O₆ + 2 Са²⁺ + 2 ОН^-= Са C₆O₆(ОН)₂ + 2Na⁺ (фиолетовый, растворим в НС1)

Качественные реакции катионов Ва²⁺

1. Реакция с серной кислотой и растворимыми сульфатами.

Ва²⁺ + SO₄²- = BaSO₄

Осадок нерастворим в щелочах и кислотах, за исключением концентрированной H₂SO₄, в которой он заметно растворяется с образованием гидросульфата бария:

BaSO₄ + H₂SO₄ ->Ba(HSO₄)₂.

2. Реакция с родизонатом натрия.внейтр. среде:

Ва²⁺ + Na₂C₆O₆ = ВаС₆Об 1+2 Na⁺ (красно-бур.)

в кисл. среде:

Ва²⁺ + 2 Na₂C₆O₆ + 2 Н⁺ = Ва(НС₆О₆)₂ + 4 Na⁺ (ярко красн.)

3. Реакция с хроматом и дихроматом калия.

Ва²⁺ + СгО₄²- = ВаСгО ₄ (желтый кристаллический)

2 Ва²⁺ + Сг,О₇²- + 2 СН₃СОО- + НОН = 2 ВаСгО₄ + 2 CH₃COOН

Качественные реакции катионов Mg

1. Реакция с щелочами и аммиаком: Mg²⁺ + 2 ОН- —>Mg(OH)₂ (белый аморфный)

Mg²+ + 2 NH_rH₂O = Mg(OH)₂ + 2 NH₄⁺

Осадок не растворяется в щелочах, растворяется в НС1, H₂SO₄, CH₃COOH: Mg(OH)₂ + 2 Н⁺ -► Mg²⁺ + 2 Н₂О

2. Реакция с гидрофосфатом натрия Na₂HPO₄

Mg²⁺ + НРО₄²- + NH₃ -- NH₄MgPO₄ | (белый кристаллический) При проведении реакции в отсутствии катионов аммония и аммиака выпадает белый аморфный осадок MgHPO₄. Избыток NH₄ мешает выпадению NH₄MgPO₄. Осадок NH₄MgPO₄ растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте:

NH₄MgPO₄ + 3 НС1 - Н₃РО₄ + MgCl₂ + NH₄C1

NH₄MgPO₄+ 2 CHjCOOH = NH₄H₂PO₄ + (CH₃COO)₂Mg

3. Реакция с растворимыми карбонатами (Nа₂С0₃).

2 Mg²⁺+ 2 Nа₂С0₃ + Н₂О = (МgОН)₂С0_з (белый аморфный) +4 Nа + СО₂. Осадок (МgОН)₂С0_з,растворим в кислотах и в солях аммония.

4. Реакция с оксалатом аммония (NH₄)С₂О₄.

Mg²⁺+ (NH₄)С₂О₄ = Mg С₂О₄ (белый) + 2 NH₄

34Кd-блоку относятся 32 элемента периодической системы. D-элементы входят в 4-7 большие периоды. В IБ-группе находятся переходные металлы:медь,серебро,золото, которые имеют сходное распределение электронов.

Электронные структуры:могут отдавать от 1 до 3 электронов. Для меди наиболее устойчивы степени окисления +1 и +2,для серебра +1.

Общая характеристика: Образуют комплексные соединения с разнообразнымилигандами. Переменная валентность,разнообразие степеней окисления. С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства уменьшаются,увеличиваются окислительные свойства,возрастает энергия ионизации.

Важнейшие соединения Cu

Гидрид меди (I) CuH,Оксид меди (I) Cu₂O,Гидроксид меди (I) CuOH,Фторид меди (I) CuF,Хлорид меди (I) CuCl,Бромид меди (I) CuBr,Иодид меди (I) CuI,Сульфид меди (I) Cu₂S,Сульфат меди (I) Cu₂SO_4,Оксид меди (II) CuO,Гидроксид меди (II) Cu(OH)_2,Фторид меди (II) CuF_2,Хлорид меди (II) CuCl_2,Бромид меди (II) CuBr_2,Сульфид меди (II) CuS,Сульфат меди (II) CuSO₄

Важнейшие соединения Ag

Оксид серебра (I) Ag₂O,Гидроксид серебра (I) AgOH,Фторид серебра (I) AgF,Хлорид серебра (I) AgCl,Бромид серебра (I) AgBr,Иодид серебра (I) AgI,Сульфид серебра (I) Ag₂S,Сульфат серебра (I) Ag₂SO_4,Тиосульфат серебра (I) Ag₂S₂O_3,Нитрат серебра (I) AgNO_3,Ортофосфат серебра (I) Ag₃PO_4,Карбонат серебра (I) Ag₂CO_3,Цианид серебра (I) AgCN,Оксид серебра (II) AgO,Фторид серебра (II) AgF₂

Комплексные соединения Ag

Аммиачные комплексы образуются при действии аммиака на оксид или хлорид серебра (I) :

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH;

AgCl + 2NH₃ + H₂O = [Ag(NH₃)₂]OH + HCl.

Цианидныйкомплекс получается по реакции:

AgCl + 2KCN = K[Ag(CN)₂] + KCl.

Комплексные соединения Cu

Аммиачные комплексы образуются при действии аммиака на растворы солей меди (II) :

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Анионныекомплексы

Cu(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cu(OH)₄].

Длямеди (I) аквакомплексынеустойчивы, устойчивыамминокомплексытипа [Cu(NH₃)₂]⁺, гидроксокомплексы[Cu(OH)₂]^-ихлоридныекомплексы [CuCl₂]^-.

Качественные реакции катионов Ag⁺

1. Реакции с растворимыми хлоридами, бромидами, йодидами

Ag⁺ -CL = Ag CL

Ag⁺ -Br = AgBr (св-желт, ч. р.-в NH₃)

Ag⁺ + I = Agl (желт, н.р.-в NH₃)

2.Реакция с хромат - ионами CrO₄' (pH=7)

2Ag⁺ + CrO₄²- = Ag₂Cr0₄ (кирпично-красн., р.- в NH_}, o6paзуя [Ag(NH₃)₂]₂CrO₄).

3.Реакция со щелочами и гидрофосфатом натрия.

2 Ag⁴ + 2 ОН- = Ag₂Q | (бур.или черн.) + Н₂О 3 Ag⁺ + 2 РО₄²--= Ag₃PO₄ I (желтоватый) + Н₂РО₄-

4.Микрокристаллическая реакция с К2Сг2О7

2 Ag⁺ + K₂Cr₂0₇ = Ag₂Cr₂0₇1 (крас.-бур или оранж. кристалы)+ 2 К⁺

Качественные реакции катионов Cu²⁺

1.Реакция с щелочами.

Си²⁺+ 2 ОН-— Си(ОН), сине-зеленый)

Смесь осторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка. Си(ОН)₂ разлагается, теряя воду и образуется черный осадок оксида меди (II) СиО.

2.Реакция с аммиаком

СиСl + NH_rH₂O — Си(ОН)С1 |(сине-зеленый) В избытке аммиака осадок растворяется с образованием ярко синего раствора:

Си(ОН)С1 + 4 NH₃-H₂O — [Cu(NH₃)₄]²⁺ + ОН- + СГ + 4 Н₂О

3.Реакция с гексацианоферратом (II) калия.

2Cu²⁺ + [Fe(CN)₆]⁴- — Си₂[Ре(СЫ)₆]|(красно-коричневый).

Осадок не растворяется й разбавленных кислотах, но растворяется в 25%-м водном аммиаке:

Cu,[Fe(CN)₆] + 12 NH₃+ 4 Н₂О — ( NH₄)₄[Fe(CN)₆] + 2 [Cu(NH₃)₄](OH)₂

4. Реакция с купроном (1-бензоиноксимом).

С₆Н₅ - СН - ОН

I СМ, - С = NOH

Cu²⁺ + H₂L + 2 Н₂О — СиЦН₂О)₂1(зеленый хлопьевидный ) + 2 Н⁺

35Кd-блоку относятся 32 элемента периодической системы. D-элементы входят в 4-7 большие периоды.

Электронныеструктуры:эл.формулаCr:1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ¹3d⁵ , Mn: 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d^5.У атома хрома на 4s-подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3d-подуровне пять электронов. А у марганцаMn на 3d-орбитали располагаются уже пять электронов. Принадлежащие марганцу семь внешних (валентных) электронов 4s²и 3d⁵ и определяют его химические свойства.

Важнейшие соединения Cr:Оксид хрома (II) CrO,Гидроксид хрома (II) Cr(OH)_2,Фторид хрома (II) CrF_2,Хлорид хрома (II) CrCl_2,Бромид хрома (II) CrBr_2,Иодид хрома (II) CrI_2,Сульфид хрома (II) CrS.Сульфат хрома (II) CrSO_4,Оксид хрома (III) Cr₂O_3,Гидроксид хрома (III) Cr(OH)_3,Фторид хрома (III) CrF_3,Хлорид хрома (III) CrCl_3,Бромид хрома (III) CrBr_3,Иодид хрома (III) CrI_3,Оксифторид хрома (III) CrOF,Сульфид хрома (III) Cr₂S_3,Сульфат хрома (III) Cr₂(SO₄)_3,Оксид хрома (IV) CrO_2,Фторид хрома (IV) CrF_4,Хлорид хрома (IV) CrCl_4,Оксид хрома (VI) CrO₃.,Пероксид хрома (VI) CrO_5,Хромат калия K₂CrO₄.Дихромат натрия Na₂Cr₂O_7,Дихромат калия K₂Cr₂O₇

Важнейшие соединения Mn: Оксид хрома (II) CrO,Гидроксид хрома (II) Cr(OH)_2,Фторид хрома (II) CrF_2,Хлорид хрома (II) CrCl_2,Бромид хрома (II) CrBr_2,Иодид хрома (II) CrI_2,Сульфид хрома (II) CrS.Сульфат хрома (II) CrSO_4,Оксид хрома (III) Cr₂O_3,Гидроксид хрома (III) Cr(OH)_3,Фторид хрома (III) CrF_3,Хлорид хрома (III) CrCl_3,Бромид хрома (III) CrBr_3,Иодид хрома (III) CrI_3,Оксифторид хрома (III) CrOF,Сульфид хрома (III) Cr₂S_3,Сульфат хрома (III) Cr₂(SO₄)_3,Оксид хрома (IV) CrO_2,Фторид хрома (IV) CrF_4,Хлорид хрома (IV) CrCl_4,Оксид хрома (VI) CrO₃.Пероксид хрома (VI) CrO_5,Хромат калия K₂CrO_4,.Дихромат натрия Na₂Cr₂O_7,Дихромат калия K₂Cr₂O₇

Биологическая роль: Cr в организме содержится около 6г. Металлический хром нетоксичен,а соединения Cr(III) и Cr(VI) опасны для здоровья. Поддерживает нормальный уровень глюкозы в крови, усиливает действие инсулина, регулирует работу щитовидной железы, регулирует деятельность сердечной мышцы и кровеносных сосудов.

Mn в организме содержится около 12мг. Активирует или входит в состав многих ферментов,является катализатором некоторых реакций в организме человека,участвует в синтезебелка,регулирует функционирование мышц, развитие соединительной ткани, хрящей, скелета.

Зависимость свойств соединений.

В природе Crнаходится в трехвалентном и шестивалентном состоянии. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Соединения трехвалентного хрома, как и двухвалентного, проявляют восстановительные свойства Сr2(SO4)з+КСlО3 + 10КОН = 2К2СrO4 + 3К2SО4 + КСl + 5Н2О. Соединения хрома (VI), как правило, кислородсодержащие комплексы хрома Для марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, -1-6, +7. В растворах существует в виде катионов Мn2+ и Мn3+. В высших степенях окисления существует в анионной форме МnО4. Гидроксид марганца (II) обладает слабоосновными свойствами. В щелочной среде Мn2+ окисляется до МnО42-, а в кислой до МnО4. Перманганаты - сильные окислители

Качественные реакции с Cr:

1. Реакции с щелочами и с аммиаком.

Сг³⁺ + 3 ОН- —- Сг(ОН)₃Сг³⁺ + 3 NH₃-H₂O ->Сг(ОН)₃ | + 3 NH₄⁺.

Осадок Сг(ОН)₃, растворяется как в щелочах, так и в кислотах:

Сг(ОН)₃ + 3 ОН- ->• [Сг(ОН)₆]³',

Сг(ОН)₃ + 3 НС1 +3 Н2О — [Сг(Н₂О)₆]³⁺ + 3 С1-.

Сг(ОН)₃.+ 6 NH₃-H₂O — [Cr(NH₃)₆]³⁺ + 3 ОН- + б Н₂О

2. Реакции окисления катионов хрома (III) дохромат - ионов и дихромат — ионов.

а) Окисление пероксидом водорода. Проводят обычно в щелочной среде при нагревании:

2 [Сг(ОН)₆]³- + 3 Н₂О₂ = 2 СгО₄^2-+ 2 ОН- + 8 Н₂О

б) Окисление персульфатом аммония. Проводят в кислой среде в присутствии катализатора - солей серебра (I) (AgNO₃).

2 Сг³⁺ + 3 S₂O₈²- + 7 Н₂О ->Сг₂О₇²- + 6 SO₄²- + 14 Н⁺.

в) Окисление перманганатом калия КМпО₄.

10 Сг³⁺ + 6 МпО₄-+ 11 Н₂О -> 5 СьО₇²' + 6 Мп²⁺ + 22 Н⁺.

3.Реакция образования надхромовой кислоты:

2СгО₄^2- + 2 Н⁺ —>Сг₂О₇^2- + Н₂О

Сг₂О₇^2- +4 Н₂О + 2 Н⁺= 2 Н₂СгО₆ + 3Н₂О

Качественные реакции Mn:

1. Реакции с щелочами и аммиаком: Мп²⁺ + 2 ОН^- —+ Мп(ОН)₂.

2 Мп(ОН)₂ + 02 = 2 МпО(ОН)₂

Мп(ОН), 2NH₄С1 — Мп +2 NН₃Н₂О + 2 С1

2. Реакция окисления катионов Мп₂ до перманганат — ионов.

2 МпО₄ + 10 С₂О₈ + 16 Н — 2Мп²⁺ + 5 Сl₂ + 8 Н₂0

а) Окисление висмугатом натрия в кислой среде.

2 Мп²⁺ + 5 NаВiО₃ + 14 Н — 2 Мп0₄ + 5 Вi³ + 5Nа + 7 Н₂О

б). Окисление персульфатом аммония. Реакцию проводят в кислой среде в присутствии катализатора — солей серебра (Аg3) при нагревании:

2 Мп2 + 5 820i + 8 Н20 = 2 Мп04 + 10 $042 + 16 Н.

36Кd-блоку относятся 32 элемента периодической системы. D-элементы входят в 4-7 большие периоды.Относится к VIIIБ-группе. Всего 9 элементов: железо,кобальт,никель,рутений,родий,палладий,осмий,иридий,платина.

Электронная структура:электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d6 4s2. Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Общая характеристика: Образуют комплексные соединения с разнообразнымилигандами. Переменная валентность,разнообразие степеней окисления. С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства уменьшаются,увеличиваются окислительные свойства,возрастает энергия ионизации.

Важнейшие соединения железа: Оксид железа (II) FeO. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂.Фторид железа (II) FeF₂Хлорид железа (II) FeCl₂.Бромид железа (II) FeBr₂.Иодид железа (II) FeI₂.Сульфид железа (II) FeS.Сульфат железа (II) FeSO₄.Карбонат железа (II) FeCO₃.Оксид железа (III) Fe₂O₃.Оксид железа (II, III) Fe₃O₄.Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃. Фторид железа (III) FeF₃. Хлорид железа (III) FeCl₃.Бромид железа (III) FeBr₃.Феррат калия K₂FeO₄.Пентакарбонил железа (VI) Fe(CO)₅.

Биологическая роль: Является биогенным элементом, в организме содержится около 5г. Металлическое железо мало токсично,а соединения Fe(II), Fe(III) и Fe(VI) в больших количествах опасны для здоровья. Обеспечивает транспорт кислорода, электронов в окислительно-восстановительных реакциях организма.

Аналитические реакции катиона железа Fe²⁺

1.Реакции с щелочами и аммиаком: Feⁱ⁺ + 2 ОН- —- Fe(OH)

4 Fe(OH)₂ +О₂ + 2 Н₂О —> 4 Fe(OH)₃

2. Реакция с гексацианоферратом (III) калия

4 Fe³⁺ + 3 [Fe (CN)₆]⁴- + XH₂O — Fe₄[Fe (CN)₆]₃-XH₂O

Суммарно: 4Fe²⁺ +4[Fe-' (CN)₆]³- + XH₂O -♦ Fe¹¹¹ [Fe- (CN)₆]₃-XH₂O +[Fe- (CN)₆]⁴-

(CH₃CNOH)₂ + Fe²⁺ + 2 NH₄OH ->■ [Fe(C₄H₇N₂O₂)₂] + NH₃ + 2 H₂O

Аналитические реакции катионов железа (III) Fe³+

1.Реакция с щелочами и аммиаком:

Fe³⁺ + 3 ОН' —>Fe(OH)₃J.

2.Реакциясгексацианоферратом (II) калия

4 Fe³⁺ + 3 [Fe (CN)₆]⁴' + ХН₂О — Fe₄[Fe (CN)₆]₃-XH₂O

3.Реакция с тиоционат — ионами при рН~3

[Fe(H₂O)₆]³⁺ + nNCS- = [Fe (NCS)_n(H₂O)₆.J³-ⁿ + nH₂O (где n=l,2,3,....6)

4.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная):

2 Fe³⁺ + 3 S²- -+ Fe₂S₃

37. К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. IVА-группу составляют углерод,кремний,германий,олово,свинец.

Электронная структура: общая электронная формула валентной оболочки атомов ns²np² . В невозбужденном состоянии не спарены два p-электрона. Проявляют степень окисления +2. Но в возбужденном состоянии ns¹np³ и все 4 электрона оказываются неспаренными.

Общая характеристика: В периодах слева направо радиусы атомов уменьшаются, энергия ионизации увеличивается,электроотрицательность увеличивается, окислительная активность и неметаллические свойства усиливаются. Сверху вниз радиус атома увеличивается,уменьшается энергия ионизации и окислительная активность, металлические свойства усиливаются.

Биологическая активность: из различных соединений углерода состоят все ткани организма, его соединения участвуют во всех биохимических процессах, при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия оксид углерода (IV) CO₂, образующаяся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови.

Применение в медицине. Активированный уголь используется для выведения из организма различных токсинов. Графит — для лечения кожных заболеваний.

Аналитические реакции оксалат- иона С₂О₄

1. Реакция с хлоридом бария

Ва²⁺ + С₂О₄^2- = ВаС₂О₄ (белый)

2. Реакция с хлоридом кальция

Са²⁺ + С₂О₄²- = СаС₂О₄ (белый)

3.Реакция с перманганатом калия.

4 С₂О₄²- + 2 МпО₄' + 16 Н⁺ ->• 10 СО₂ + 2 Мп²⁺ + 8 Н₂О

Аналитические реакции карбонат - иона СО₃^2-

1.Реакция с хлоридом бария.

Ва²⁺ + СОз²- —>ВаСО₃ (белый мелкокристаллический)

2.Реакция с сульфатом магния (фармакопейная).

Mg²⁺ + СОз²- ->MgCO₃ (белый)

3. Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).

СО₃^2- + 2 Н₃О = Н₂СО₃ + 2Н₂О

НСО₃^- + Н₃О⁺ = Н₂СО₃ + 2Н₂О

Н₂СО₃ -- СО₂ + Н₂О

4.Реакция с гексацианоферратом (II) уранила.

2СО₃²- + (UО₂)₂[Fe(СN)₆](коричневы)-> 2 UO₂CO₃ (бесцветный) + [Fe(CN)₆]⁴-

Аналитические реакции ацетат - иона CH₃COO'

1.Реакция с хлоридом железа (III) (фармакопейная).

3 СНзСООН + Fe -->• (CH₃COO)₃Fe + 3 Н⁺

2.Реакция с серной кислотой.

Ацетат - ион в сильно кислой среде переходит в слабую уксусную кислоту, пары которой имеют характерный запах уксуса:

СН₃СОО- + Н⁺<- СН₃СООН

3.Реакция образования уксусноэтилового эфира (фармакопейная).

СН₃СОО- + Н⁺ -- СН₃СООН СН₃СООН + С₂Н₅ОН = СН₃СООС₂Н₄ + Н₂О

38.К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. К VА группе относятся 5 элементов: азот,фосфор,мышьяк,сурьма,висмут.

Электронные структуры: атомы этих элементов имеют по 5 валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три p-электрона. При возбуждении атомов происходит распаривание s-электрона и переход одного из них на d-подуровень.В соединениях элементы этой группы проявляют степени окисления +1,+2,+3,+4,+5,-3. Для азота характерны: +3,+5,-3,а также +2,+4. Для фосфора +5 и реже +3,-3. Степени окисления мышьяка,сурьмы и висмута: +3,+5,-3.

Общая характеристика: Начиная от азота,в сторону висмута растет устойчивость высших координационных чисел,неметаллические свойства ослабевают. Энергия ионизации и относительная электроотрицательность уменьшаются. Кислотность уменьшается.

Соединения фосфора: Оксид фосфора (III) P₄O₆, Оксид фосфора (V) P₄O₁₀,

Фосфористая кислота H₃PO_3, где соли фосфористой кислоты — фосфиты. K₃PO₃ (фосфит калия) или Mg₃(PO₃)₂ (фосфит магния)

Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H₃PO₄ ,Фосфорная кислота образует три ряда солей:

а) K₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂ - фосфаты;

б) K₂HPO₄, CaHPO₄ - гидрофосфаты;

в) KH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂ - дигидрофосфаты.

Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H₄P₂O₆.

Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H₃PO₂. Гипофосфиты- соли фосфорноватистой кислоты(Ba(H₂PO₂)₂ )

Фосфин PH₃ (соли фосфонияPh4cl). При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли - фосфиды. Например, Ca₃P₂ (фосфид кальция), Mg₃P₂ (фосфид магния).

Применение в медицине соединений фосфора, их биологическая роль. Фосфор относится к структурным макроэлементам, его содержание в организме взрослого человека составляет около 700 г. Фосфор входит в состав многих веществ организма,в костях фосфор выполняет структурную функцию,остатки фосфорной кислоты входят в состав нуклеиновых кислот и нуклеотидов – важнейшие аккумуляторы и переносчики энергии,остатки фосфорной кислоты входят в состав буферной системы крови, регулируя ее значение рН. Терапевтическое применение препаратов фосфора основано на том, что в малых дозах они усиливают рост и развитие костной ткани (в растущем организме), стимулируют кроветворение, обладают способностью тормозить окислительные процессы в организме и принимают участие в обмене веществ нервной и мышечной ткани.

Аналитические реакции.

1)Реакция с хлоридом бария. : HPO₄^2-+Ba²⁺→BaHPO₄

2 PO₄^3- + 3 Ba²⁺ → Ba₃(PO₄)₂

2)Реакция с молибденовой жидкостью, раствор молибдата аммония (NH₄)₂MoO₄ в азотной кислоте. PO₄^3- + 3NH₄⁺ + 12MoO₄^2- + 24H⁺ → (NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄] + 12H₂O

39.К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. К VIА группе относятся 5 элементов: кислород,сера,селен,теллур,полоний. Общее название элементов — халькогены.

Электронные структуры: атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две p-орбитали заполнены наполовину. Атом кислорода отличается от других атомов отсутствием низколежащего d-подуровня,поэтому он способен образовывать только 2 связи с атомами других элементов. Атомы серы и других элементов способны образовывать не только 2, но и 4 и 6 связей с атомами других элементов.

Общая характеристика: С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность понижается,а восстановительная активность увеличивается,вследствии неметаллические свойства ослабевают. Координационные числа возрастают. В нормальных условиях водородные соединения элементов VIА-группы,за исключением воды, - газы с очень неприятными запахами. Термодинамическая стабильность уменьшается.

Соединения кислорода: ОКСИДЫ: нормальные (MgO),основные (СаО), кислотные (SO3), амфотерные (ZnO), нейтральные (NO) ПЕРОКСИДЫ: H2O2, ГИДРОКСИДЫ.

ОЗОН О₃, аллотропная форма кислорода. Газ синего цвета, в жидком состоянии темно-синий, в твердом-сине-фиолетовый.

Биологическая роль:Кислород относится к элементам-органогенам. Его содержание составляет до 40 кг у взрослого. Основной функцией кислорода является его участие как окислителя в окислительно-восстановительных реакциях в организме. Благодаря наличию кислорода, организмы всех животных способны утилизировать различные вещества с извлечением определенной энергии «сгорания» для собственных нужд.

Применение в медицине: кислород вводится в лечебных целях в дыхательные пути(оксигенотерапия). используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. В условиях стационара применяются кислородные ингаляторы. Озон используется для стерилизации изделий медицинского назначения, для сильного дезинфицирующего средства.

40. К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. К VIА группе относятся 5 элементов: кислород,сера,селен,теллур,полоний. Общее название элементов — халькогены.

Электронные структуры: атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две p-орбитали заполнены наполовину. Атом кислорода отличается от других атомов отсутствием низколежащего d-подуровня,поэтому он способен образовывать только 2 связи с атомами других элементов. Атомы серы и других элементов способны образовывать не только 2, но и 4 и 6 связей с атомами других элементов.

Общая характеристика: С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность понижается,а восстановительная активность увеличивается,вследствии неметаллические свойства ослабевают. Координационные числа возрастают. В нормальных условиях водородные соединения элементов VIА-группы,за исключением воды, - газы с очень неприятными запахами. Термодинамическая стабильность уменьшается.

Соединения серы:SO2 — сернистый ангидрид, SO3 — серный ангидрид, H2SO4 – серная кислота, H2S — сероводород, сульфиды: Na2S,CaS,Ag2S.

Биологическая роль:Сера является структурным макроэлементом, ее содержание в организме взрослого человека составляет около 140 г. Ее биологическая роль состоит в том, что она входит в структуру таких аминокислот, как цистеин и метионин, которые и выполняют в животных организмах (в том числе у человека), ряд незаменимых функций: является компонентом многих ферментов, гормонов, является компонентом таких активных веществ, как гистамин, витамин, обеспечивает передачу энергии в клетке, участвует в переносе метильных групп. Применение в медицине: серу используют при болезнях кожи(чесотка,экзема), как слабительное средство, выводят метаболиты из организма.

Аналитические реакции: SO4

1.Реакция с катионами бария (фармакопейная).

BaSO₄ + H₂SO₄->Ba(HSO₄)₂

2.Реакция с катионами свинца.

PbSO₄ + 4 NaOH -- Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄

SCN^-

1. Реакция с нитратом серебра.

AgSCN + 2 NH₃ — [Ag(NH₃)₂]⁺ + SCN^-

2.Реакция с солями кобальта (II).

4 SCN' + Со²⁺<-> [Co(SCN)₄]²-

41.

К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. В VIIА-группу входят 5 элементов,называемых галогенами : фтор,хлор,бром,йод,астат. Электронные структуры: На валентных орбиталях атомов галогенов находится по семь электронов — 2 на s- и 5 на p-орбиталях. Общая электронная формула валентной оболочки ns2np5,где n-номер периода. До завершения оболочки благородных электронов газов недостает одного электрона,поэтому галогены являются сильными окислителями. Общая характеристика: С увеличением порядкового номера увеличивается радиус атома,энергияионизации,окислительная активность и электроотрицательностьуменьшаются,окислительные свойства уменьшаются,а металлические увеличиваются. Увеличивается устойчивость кислородных соединений. Фтор является наиболее сильным окислителем из группы.  Галогены — вещества общей формулы Г2 , т. е. Состоят из двухатомных молекул: F2,Cl2,Br2,I2,At2. Элементные галогены являются сильными окислителями и вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами — металлами и неметаллами, образуя галогениды(NaCl,Ca(Cl)2,BeF2,MgF2,NaBr,KBr,NaJ,AgJ). Водородгалогениды - соединения галогенов,в которых они проявляют степень окисления (-1): HF-HCl-HBr-HJ, они являются кислотами. Биологическая роль: Фтор-содержится в организме около 2,6г. Регулирует активность ферментов,участвует в формировании костной ткани,формировании эмали. Хлор-содержится в организме около 50-60г. Вместе с ионами калия и натрия поддерживает осмотическое давление,регулируетpH крови. Бром-содержится в организме около 200мг. Усиливает ряд тормозных процессов в центральной нервной системе. Йод-содержится в организме около 20-30мг. Основная биологическая роль-синтез гормонов щитовидной железы,стимулируетрост,повышает артериальное давление. Аналитические реакции: Cl- 1.Реакция с нитратом натрия С1- + Ag+ —>AgCl. AgCl + NaNo3 = AgNo3 + NaCl 2.Реакция с сильными окислителями. Mn(OH)2 + Cl2 + 2 KOH = MnO2 + 2 KCl + 2 H2О Аналитические реакции бромид - иона Вг 1.Реакция с AgNO3 (фармакопейная). Br- + Ag+ —► AgBr (желтоватый) AgBr + 2 S2O32- -> [Ag(S2O3)2]3- + Br- 2.Реакция с сильными окислителями (фармакопейная). 2Cr(Oh)3 + 3Br2 + 10NaOh = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O Аналитические реакции иодид — иона l- 1.Реакция с металлами. I-+Ag+=AgI 2.Реакция с окислителями (фармакопейная - с NaNO2 и FeCb, в качестве окислителей). J2 + 10HNO3 = 2HJO3 + 10NO2 + 4H2O 4.Реакция с солями свинца. 21- + Pb2+= Рb12  Рb12 + 2 I -> [Рb14]2-

42 Титриметрический анализ - методы количественного анализа в аналитической и фармацевтической химии, основанные на измерении объёма раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом.

Титриметрический анализ использует различные типы химических реакций:

нейтрализации(кислотно-основное титрование) — нейтрализация — это реакции с изменением pH растворов.

окисления-восстановления(перманганатометрия, иодометрия, хроматометрия) — реакции, которые происходят с

изменением окислительно-восстановительных потенциалов в системе титрования.

осаждения(аргентометрия) — реакции, протекающие с образованием малорастворимого соединения, при этом

изменяются концентрации осаждаемых ионов в растворе.

комплексообразования (комплексонометрия) — реакции, основанные на образовании прочных комплексных

соединений ионов металлов (всех, кроме одновалентных) с комплексоном III (двунатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты), при этом изменяются концентрации ионов металлов в титруемом растворе.

Титрование — процесс определения титра исследуемого вещества.

Титрование производят с помощью бюретки, заполненной титрантом до нулевой отметки. Титровать, начиная от других отметок, не рекомендуется, так как шкала бюретки может быть неравномерной. Заполнение бюреток рабочим раствором производят через воронку или с помощью специальных приспособлений, если бюретка полуавтоматическая. Конечную точку титрования (точку эквивалентности) определяют индикаторами или физико-химическими методами.

Эквивалент вещества - реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалента катионы водорода в ионообменных реакциях или электрону в ОВР.

Фактор эквивалентности fэкв (Х)– число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или 1 электрону в данной ОВР.

fэкв (Х)=1/Z

Z – основность кислоты или кислотность основания; или число электронов, присоединяемых или теряемых частицей в дано ОВР

Молярная масса эквивалента вещества Х– произведение фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х.

М(1/Z Х) = 1/Z . М(Х) (г/моль)

Молярная концентрация с–отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора.

Молярная концентрация эквивалентов (нормальная концентрация)– это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. .

Закон эквивалентов:все вещества реагируют в эквивалентных отношениях.

Формула, выражающая Закон эквивалентов: m1Э2=m2Э1

Точка эквивалентности (в титриметрическом анализе) — теоретическая точка, соответствующая 100%-ному

оттитровыванию определяемого компонента.

Способы фиксирования

1)с помощью индикаторов

2)потенциометрия – совокупность физико-химических методов исследования, в основе которых лежит измерение электродвижущей силы цепей, состоящих из индикаторного электрода и электрода сравнения

3) с помощью рН – метров

4)проводимость

5)изменение цвета

6)осаждение