Тексты лекций по разделу «химия элементов» для студентов 1 курса специальности 1 31 01 01 «Биология (научно-педагогическая деятельность)»
|
|
Скачать 2.03 Mb.
|
|
8.3 Важнейшие соединения элементов подгруппы меди Биологическое действие меди Радиус атома |
|
^
Атомам меди, серебра, золота в С.О. = +1 соответствует электронная конфигурация (n – 1)d10nSo. Эта степень окисления (С.О.) характерна для серебра. У меди и особенно у золота эта С.О. проявляется реже. В водных растворах Au+ и Cu+ в виде простых растворимых солей нестойки и как правило диспропорционируют, то есть в растворе устанавливаются равновесия: 2Cu+1 (р) ↔ Cuo (т) + Cu+2 (p); 3Au+1 (p) ↔ 2Auo (т) + Au+3 (p). Оксиды: Cu2O, Ag2O, Au2O образуются косвенно. Так как гидроксиды ЭОН – нестойкие соединения, поэтому при попытке их получения по обменным реакциям выделяются оксиды Cu2O, Au2O и Ag2O: 2AgNO3 + 2KOH = Ag2O (т) + 2KNO3 + H2O. При 300оС Ag2O разлагается: 2Ag2O  4Ag + O2.Cu2O непрочен и при увеличении температуры от 200 до 375оС диспропорционирует Cu2O CuO + Cu.Все оксиды Э2О амфотерны. Кислотная природа оксидов Э2О проявляется при растворении в горячих концентрированных растворах щелочей, при этом получаются купраты (1) или куприты, аргентаты (1) или аргентиты и аураты (1) или ауриты: Сu2O (т) + 2NaOH + H2O 2Na[Cu(OH)2] (p). Основной характер Э2О проявляется с кислотами с образованием солей: Cu2O + 2HCl → 2CuCl↓ + H2O. Оксиды Э2О легко растворяются в растворе NH3: Cu2O + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)2](OH). Бинарные соединения Cu(I), Ag(I) и Au(I) – твердые кристаллические солеподобные вещества, в большинстве не растворяются в воде. Плохо растворяются галогениды (кроме AgF), оксиды, цианиды, сульфиды и др. Э(1) образуют много комплексных соединений, причем наиболее устойчивы цианидные комплексы. Для Э(1) аквакомплексы малостойки и кристаллогидраты не характерны, но для Cu(1) и Ag(1) устойчивы аммиакаты типа [Э(NH3)2]+. Поэтому большинство соединений Cu(1), Ag(1) легко растворяются в присутствии аммиака: AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl; Ag2O (т) + 4NH3 + H2O → 2[Ag(NH3)2]OH. Нерастворимые в воде и кислотах галогениды ЭНаl довольно значительно растворяются в концентрированных растворах галогеноводородных кислот или основных галогенидов (то есть в избытке Hal-), что связано с образованием комплексов: CuCl (т) + HCl (p) = H[CuCl2] (p); AgJ (т) + KJ (p) = K[AgJ2] (p); CuCN (т) + KCN → K[Cu(CN)2]; Cu2S + 3K2S → 2K3[CuS2], то есть нерастворимые в воде цианиды ЭСN, сульфиды Э2S и другие ведут себя аналогично. Соединения Ag+ легко восстанавливаются до Ago, то есть Ag+ сильный окислитель: НСОН + 2[Ag(NH3)2]OH → HCOOH + 2Ag + 4NH3↑ + H2O (реакция «серебряного зеркала»). Наоборот, большинство соединений Cu(I) и Au(I) легко окисляются (даже О2 воздуха), переходя в устойчивые Cu(II) и Au(III): 4CuCl (т) + О2 + 4HCl (p) = 4CuCl2 (p) + 2H2O (ж). Для соединений Cu(I), Au(I) характерны реакции диспропорционирования: 2CuCl (т) ↔ Сuo(т) + СuCl2 (p); 3AuCl (т) + КCl (p) ↔ 2Au (т) + K[AuCl4]. Соединения Au(II) и Ag(II) практически неизвестны. Поэтому рассмотрим лишь соединения Cu(II). Оксид CuO – черное кристаллическое вещество, получается по реакциям: 2Cu + O2  2CuO;Cu(OH)2 CuO + H2O;2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2.Удобно CuO получать термическим разложением основного карбоната меди (есть в природе): (CuOH)2CO3 2CuO + H2O + CO2.Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – твердое вещество голубого цвета, получается по обменной реакции: Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2. И оксид CuO, и гидроксид Cu(OH)2 не растворяются в воде. Оба амфотерны с преобладанием основных свойств, но и основные свойства выражены слабо. Оба легко растворяются в кислотах, образуя в воде голубые аквакомплексы [Cu(OH2)6]2+. При растворении солей меди (II) в воде тоже образуются голубые аквакомплексы [Cu(H2O)6]2+. Комплекс [Cu(H2O)6]2+ имеет голубую окраску, поэтому растворы солей меди (II) и большинство кристаллогидратов тоже имеют голубую окраску: Cu(NO3)2 ∙ 6H2O, CuSO4 ∙ 5H2O (безводный CuSO4 – бесцветен). Cu(OH)2 растворяется при нагревании в концентрированных растворах щелочей с образованием ярко-синих растворов гидроксокупратов: Cu(OH)2 + 2KOH конц. ↔ K2[Cu(OH)4]. Гидролиз солей: [Cu(H2O)6]2+ + HOH ↔ [Cu(OH)(H2O)5]+ + H3+O и по аниону: [Cu(OH)4]2- + HOH ↔ [Cu(OH)3(H2O)]- + OH-. Кроме аква- и гидроксокомплексов медь (II) образует и другие комплексные соединения. Так, CuO и Cu(OH)2 растворяются в растворе аммиака с образованием темно-синего раствора, обусловленного комплексом [Cu(NH3)4]2+: Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-. Из других катионных комплексов меди (II) очень характерны комплексы с азотсодержащими лигандами. Кроме NH3, лигандами могут быть органические молекулы с группой NH2 (этилендиамин NH2–CH2–CH2–NH2 и аминокислоты: R – CH – COOH), с которыми образуются хелатные комплексы. │ NH2 Хелатный комплекс образуется легко: [Cu(en)(H2O)4]2+, [Cu(en)2(H2O)2]2+, где en – этилендиамин. Соединения Cu(II) устойчивее, чем однотипные соединения Cu(I). Так, Cu(OH)2 разлагается на CuO и H2O лишь при нагревании. Разложение CuF2 и CuCl2 протекает соответственно при 950 и 500оС: 2CuCl2 2CuCl + Cl2.Однако CuJ2 неустойчив, поэтому при получении CuJ2 по обменной реакции идет окислительно-восстановительная реакция: 2CuSO4 + 4KJ → 2CuJ↓ + J2 + 2K2SO4. Соединения Э(III) характерны для золота. Из бинарных соединений золота известны Au2O3 (черно-бурый), AuF3, AuCl3, AuBr3, Au2S3. Основным исходным веществом для получения других соединений золота является AuCl3, который получается по реакции t =200о 2Au + 3Cl2 (избыток) → 2AuCl3 Гидроксид Au(OH)3 – красно-коричневое твердое вещество, в воде не растворяется. Галогениды, оксид и гидроксид Au(III) – амфотерные соединения с преобладанием кислотных свойств: NaOH + Au(OH)3 → Na[Au(OH)4]. Даже растворение в кислотах гидроксида золота (III) происходит за счет образования анионных комплексов: Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O. Кислотный характер галогенидов Au (III) проявляется в их исключительной способности давать галогеноаураты (III) М+1[AuHal4], большинство из которых хорошо растворяются в воде: AuCl3 + HCl → H[AuCl4]. H[AuCl4] – золотохлористоводородная кислота, обычно получается по реакциям: Au + царская водка → см. выше, или Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4] + 3H2O. (H[Au(OH)4] или Au(OH)3 –золотая кислота, а Na[AuCl4]∙2H2O – золотая соль). Особая склонность золота (III) к образованию анионных комплексов проявляется и при гидролизе его тригалидов: AuCl3 + H2O ↔ H[Au(OH)Cl3] – гидроксотрихлорозолотая кислота; AuCl3 + H2O ↔ H2[AuOCl3] (после 2 ступени). Все соединения золота легко разлагаются при нагревании с образованием металлического золота. Соединения Au(III) являются сильными окислителями, восстанавливаются легче, чем соединения серебра (I). Так, в водном растворе быстро идут реакции: H[AuCl4] + 3FeSO4 → Au↓ + Fe2(SO4)3 + FeCl3 + HCl; 3Na2[Sn(OH)4] + 2AuCl3 + 6HOH = 3Na2[Sn(OH)6] + 2Au + 6HCl. Золото обнаружено в тканях организма и крови, но биологическая роль не до конца выяснена. Соединения золота предложены в качестве средств против туберкулеза и проказы. Большое количество золота идет на изготовление зубных протезов. ^ Общее содержание меди в организме человека составляет 100-150 мг. В печени взрослых людей содержится в среднем 35 мг меди на 1 кг сухого веса. Поэтому печень можно рассматривать как "депо" меди в организме. В печени плода содержится в десятки раз больше меди, чем в печени взрослых. В хрусталике глаза медь составляет 0,4 мг на 100 г свежего вещества. В крови примерно 1 мг/ 1 литр. В эритроцитах медь находится в соединении с белком стромы, а не в гемоглобине. Содержание меди в крови ритмически меняется в течение суток: максимум меди отмечается в полдень, минимум в полночь. Увеличение содержания меди в сыворотке крови наблюдается при инфекционных болезнях, при некоторых формах цирроза печени. У некоторых моллюсков кровь не красная, а бледно-голубая, поскольку ее пигментом является гемоцианин (0,15-0,26% меди). Медь необходима для процессов гемоглобинообразования и не может быть заменена никаким другим элементом. Медь способствует переносу железа в костный мозг и превращению его в органически связанную форму. Медь стимулирует созревание ретикулоцитов и превращение их в эритроциты. Медь входит в состав окислительных ферментов, участвуя в тканевом дыхании. Медь также участвует в процессах роста и размножения, участвует в процессах пигментации, так как входит в состав меланина. Потребность в меди у взрослого человека составляет 2 мг в день (около 0,035 мг/ 1 кг веса). Потребность грудного младенца достигает 0,1 мг/ 1 кг массы тела. Небольшое содержание меди в молоке (0,12-0,5 мг/литр) недостаточно для грудного ребенка, поэтому важно раннее введение в рацион растительных соков, богатых медью. Всасывание меди происходит в верхних отделах кишечника, отсюда соединения меди поступаю в печень. Основным путем выведения меди является кишечник. С калом выводится в среднем 85% меди. С мочой здоровый человек за сутки выделяет 0,009-0,008 мг меди. При недостатке меди в организме наблюдаются задержка роста, анемия, дерматозы, депигментация волос, частичное облысение, потеря аппетита, сильное исхудание, понижение уровня гемоглобина, атрофия сердечной мышцы. Лекция 9 Общая характеристика d-элементов II группы
К элементам группы II В относятся цинк (Zn), кадмий (Cd), ртуть (Hg). Все эти элементы – металлы и являются d-элементами, так как у них застраивается электронами d-подуровень предвнешнего уровня. Электронная конфигурация внешнего уровня и d-подуровня предвнешнего уровня: Zn – 3d104S2 Cd – 4d105S2 Hg – 5d106S2 │↑↓│↑↓│↑↓│↑↓│↑↓│ │↑↓│ (n – 1)d nS Каждый из этих элементов в своем периоде является последним элементом d-семейства, поэтому d-подуровень предвнешнего уровня полностью заполнен и устойчив. Поэтому в образовании химических связей могут участвовать только два S-электрона внешнего уровня. В соединениях цинк и кадмий имеют степень окисления +2 (ZnO, CdS), а ртуть имеет степени окисления, равные +1 и +2 (Hg+2Cl2, Hg2+1Cl2). В таблице 9.1 приведены основные параметры атомов d-элементов. Как видно из таблицы 9.1, закономерности изменения основных параметров такие же, как и для d-элементов других групп, а именно: Таблица 9.1 – Параметры атомов d-элементов II группы
|
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям