Общая хар-ка элементов VIII в группы. Железо. Химическая активность. Окислительно-восстановительные св-ва. Гемоглобин и железосодержащие ферменты. Химическая сущность их действия.
В побочной подгруппе VIII группы находятся 9 элементов: Fe,Co,Ni,Ru,Rh,Pd,Os,Ir,Pt. Сходные между собой элементы этой группы образуют горизонтальные группировки-триады. Элементы Fe,Co,Ni образуют триаду железа, остальные составляют семейство платиновых Ме. По св-вам семейства отличаются. Атомы семейства железа имеют на внешнем уровне 2 электрона, которые они отдают в хим р-иях. Образуют оксиды состава RO и R2O3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(OH)3. Со и Ni менее реакционноспособны, чем Fe. При обычной t они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и различных р-рах. Разб HCl и H2SO4 легко растворяют Fe и Co, aNi лишь при t. Металлы семейства Fe при t взаимодействуют с О2, парами воды, галогенами, S,P,Si,B и углем. Наиболее устойчивыми явл-ся соед-ия Fe(III), Co(II) и Ni(II).
Железо- блестящий серебристо-белый Ме. Обладает хорошей пластичностью. Fe, отдавая 2 внешних 
, проявляет СО +2; отдавая 3 - +3.
Химические свойства: С HCl и разб (приблизительно 20%-й) H2SO4 железо реагирует с образованием солей железа(II):
Fe+2HC→FeCl2+H2↑; Fe+H2SO4→FeSO4+H2↑
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й H2SO4 реакция протекает с образованием сульфата железа(III):
2Fe+6H2SO4→Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, основание Fe(OH)3, которое реагирует с к-ми: 2Fe(OH)3+3H2SO4→Fe2(SO4)3+6H2O
Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)3+3КОН→K3[Fe(OH)6]
Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:Fe+2FeCl3→3FeCl2
При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III):4FeCl2+O2+2H2O→4Fe(OH)Cl2
Наиболее важным железосодержащим белком явл-ся: гемоглобин, миоглобин, цитохромы, пероксидаза, каталаза. Гемоглобин обеспечивает внеш дыхание, являясь переносчиком кислорода от легких к тк. Миоглобин, цитохромы, каталаза обеп-т кл дыхание.
Общая характеристика элементов IB группы. Химическая активность. Кислотно-основные и окислительно -востиновительные свойства. Комплексные соединения. Химические основы применения серебра в качестве лекарственных препаратов(«серебряная марля», колларгол, протаргол) и в фармацевтическом анализе.
В IB гр нах-ся Cu, Ag, Au. Переход одного s- 
на внешний уровень приводит к стабилизации d-подуровня. Поэтому могут отдавать от 1 до 3 . Для Cu наиболее устойчивы степени окисления +1 и +2, для Ag +1, Au +1 и +3. Эл-ты этой гр относительно инертны. В электрохим-м ряду стоят после H2, что проявляется в слабой восстановительной способности. Восстан-е и основные св-ва убывают то Cu к Au.
Химические свойства Cu:
Вз-ет с неМе при высоких t: 2Cu+O2→2CuO
не реагирует с разб HCl и H2SO4, но раств-ся в к-тах – окислителях:
3Cu+8HNO3(разб.)→3Cu(NO3)2+2NO+2H2O
Cu+4HNO3(конц.)→Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
Cu+2H2SO4(конц.)→CuSO4+SO2+2H2O
Не образует р-римые галогены. Эти соли р-ряются в NH3 и образуют комплексы: СuCl+2NH3→[Cu(NH3)2]Cl
Химические свойства Ag:
потускнении Ag происходит р-ция Гепара: 4Ag+2H2S+O2→2Ag2S+2H2O
В ряду напряжений находится правее H2, поэтому р-ряется только в кислотах - окислителях:
3Ag+4HNO3(разб.)→3AgNO3+NO+2H2O
Ag+2HNO3(конц.)→AgNO3+NO2+H2O
2Ag+2H2SO4(конц.)→Ag2SO4+SO2+2H2O
Металлическое Ag реагирует только с окисляющими конц HNO3 и H2SO4 к-тами: 2Ag+2H2SO4→Ag2SO4+SO2+2H2O
Химические свойства Au:
Р-рим только в смеси конц HCl и HNO3 кислот ("царской водке"): Au+HNO3+4HCl→H[AuCl4]+NO+2H2O
Реагирует с галогенами при t: 2Au+3Cl2→2AuCl3
Применение Ag в медицине:
Препараты коллоидного мет-го серебра протаргол(8%) и колларгол (70%), предст содой мелкодисперсные порошки с металлическим блеском, С белковой оболочкой из альбумина (протаргол) или коллагена (колларгол). Оболочка защищает кристаллики от слипания и обеспечивают их переход в водную среду. Преп-ы серебра прим как противовосп, антинепт и вяжущие ср-ва.
КС меди:
Для ионов Сu2+ хар-но образ-ие КС, напр К2[Сu(СN)4]-тетрациано-купрат (II) калия:СuСl2+4КСN=К2[Сu(СN)4]+2КСl
Аммиачный комплекс: Сu(ОН)2+4NH3=[Сu(NH3)4](ОН)2 - темно-синей
Р-римость Cu(OH)2 в щелочах также связана с обр-ем КС: Cu(OH)2+2NaOH=Na2[Cu(OH)4]
При растворении образуются аквакомплексы меди: CuSO4+6H2O=[Cu(H2O)6SO4] – голубого цв
Кобальт и никель. Важнейшие соединения кобальта II, кобальта III, и никеля II. Образование КС. Кофермент В12.
Ко́бальт— элементVIIIB группы 4 периода ПС.Серебристо-белый.
Оксид кобальта(II), CoO - амфотерный оксид, вытесняет аммиак из теплых р-ров солей аммония; при сплавлении с избытком щелочи обр-тся кобальтиты ярко-синего цв, в р-рах - гидроксокобальтаты. Можно получить, прокаливая соединения кобальта (II) 2Со(ОН)2 + O2 → Co2O3 + Н2O
Гидроксид кобальта(II) Co(OH)2,- сущ-ет в 2х модификациях, слабо р-рим в воде, р-ряется в теплых конц р-рах щелочей, мин-х к-тах и большинстве органич-х к-т. Co(OH)2 катализирует окисление Na2SO4 кислородом воздуха.
Соли кобальта(II) получают при обработке CoO или Co(OH)2 разл-ми к-тами. Соли сил к-т в большинстве р-римы, р-ры имеют кислую реакцию благодаря гидролизу. Разб р-ры солей содержат катион [Co(H2O)6]2+ розового цвета. Такова же окраска кристаллогидратов, безводные соли - синего цвета.
Соединения кобальта (III) образуются только с фтором. 2Co + 3F2 → CoF3, но, Co + Cl2 → CoCl2
КС кобальта: Знач-о стабильнее амминные комплексы трехвалентного кобальта, кот можно получить действием аммиака на р-ры солей кобальта в присутствии окисл-й. Так, известны гексамминные комплексы с катионом [Co(NH3)6]3+ (эти комплексы желтого или коричневого цв получили название лутеосолей), аквапентамминные комплексы красного или розового цв с катионом [Co(NH3)5H2O]3+ (так наз розеосоли).
Оксид никеля (II) NiO.Мало р-рим в воде. Обладает основными св-вами. Р-ряется в к-тах. Восст-ся H2 при t. Получают прокаливанием нитрата, карбоната, сульфата никеля (II) или оксидов Ni2О3, Ni3О4, NiО2. Прим в кач-ве катализатора и зеленого пигмента в керамической промышленности.
Гидроксид никеля (II) Ni(OH)2Мало р-рим в воде и щелочах. При нагревании превращ в NiO. Обладает основными св-вами. Устойчив на воздухе и окисляется только энергичными окислителями.
Сульфид никеля (II) NiS. Мало р-рим в воде и HCl. Превращ в NiO при прокаливании на воздухе. Восст-ся H или C при нагревании. Получают взаимодействием элементов при нагревании. Применяют как катализатор.
Сульфат никеля (II) NiSO4. Р-ряется в воде. Разлагается при высокой t. Восст-ся H, Al и Mg при t.
КС никеля: Для никеля хар-о обр-ие комплексов. Так, катион Ni2+ с аммиаком образует гексаамминовый комплекс [Ni(NH3)6]2+ и диакватетраамминовый комплекс [Ni(NH3)4(Н2О)2]2+. Эти комплексы с анионами образуют синие или фиолетовые соединения. При действии фтора F2 на смесь NiCl2 и КСl возникают КС, содержащие никель в высоких степенях окисления: +3 - (K3[NiF6]) и +4-(K2[NiF6]).
Кофермент В12
Кофермент В12 явл коферментом ферментов, участвующих в переносе одноуглеродных фрагментах, обмене метионина и др соед-ий. Недостаток в рационе вит В12, вызывающий в орг-ме дефицит кофермента В12, клинически проявляется анемией.