До якого типу комплексних сполук належить гем молекули гемоглобіну?

А. До сендвічевих КС В. До хелатних КС С. До ценів D. До ацидокомплексів

5.Скориставшись константами утворення КС (табл. 4.3), виберіть найстійкіший комплексний катіон з наведених формул комплексних аміакатів d-елементів.

A.[Co(NH₃)]²⁺ B.[Z_n(NH₃)₄]²⁺ C.[Cu(NH₃)₄]²⁺ D. [Fe(NH₃)]²⁺

6.Зазначте дентатність лігандів, з якими утворюються найстійкіші комплексні сполуки:А. Монодентатні В. Бідентатні С. Тридентатні D. Полідентатні

7.Установіть відповідність між формулами КС та їх класифікацією за знаком заряду комплексної частинки:

Формула КС	Тип комплексної частинки
1. [Ag(NH3)2 ]ОН	А. Аніонна
2. [Zn(NH3)4]Cl2	В. Нейтральна
3. К3 [Сг (ОН)6 ]	С. Катіонна
4.[Ni(CO)4]

8.Константа дисоціації комплексного йона [Cu(NH₃)₄]²⁺ дорівнює 2,1·10^-13. Обчисліть концентрацію йонів Купруму в 0,05М розчині [Cu(NH₃)₄]S0₄, який містить,крім того, 0,03 моль NH₃.

А. 2,6 ·10^-4 В. 5,4· 10^-6 С. 1,3· 10^-8 D. 2,9 ·10^-5

Основна та додаткова література:Л. М. Миронович, О. О. Мардашко Медична хімія , Київ, «Каравела», 2008р.ст.4-27, А.С. Мороз, Д.Д. Луцевіч,

Л. П. Яворська Медична хімія, ПП «Нова книга»,2006 р., ст.20-45,

В. П. Музиченко, Д.Д. Луцевіч, Л. П. Яворська Медична хімія, ВСВ «Медицина»,2010 р

Тема 4 : « Біонеоргінчна хімія»

«Окисно-відновні реакції (скласти рівняння окисно- відновних реакцій)».

Зміст теми:

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ— реакції­, які супроводжуються переходом електронів від одних атомів, молекул або іонів до інших при зміні ступеня окиснення елементів­. Речовину, що містить елемент, який віддає електрони, називають відновником. Процес віддачі електронів, при якому ступінь окиснення елемента зростає, називають окисненням. Речовину, що містить елемент, який приєднує електрони, називають окисником. Процес приєднання­ електронів називають відновленням. При відновленні ступінь окиснення елемента знижується. Ступінь окиснення елемента — це той електричний заряд атома цього елемента у сполуці, який розраховується, виходячи з припущення, що сполука складається з іонів. Або це той умовний заряд, який мав би атом елемента у сполуці при повному переході електронних пар, які утворюють зв’язок, до більш електронегативних атомів. Процеси окиснення та відновлення проходять одночасно і загальне число електронів, відданих відновником, дорів­нює числу електронів, прийнятих окисником. У загальному­ вигляді О.-в.р. можна­ записати так: A^m + B^p → A^m-n + B^p+n, де: відновник: A^m — nē ↔ A^m-n — процес окиснення відновника; окисник: В^р + nē ↔ B^p+n — процес відновлення окисника.

Здатність атомів елементів утримувати власні електрони і приєднувати нові характеризу­ється значенням відносної електронегативності атома (χ). Елементи-окисники мають­ велике значення χ (3,5–4,0), елементи-відновники — χ ≤ 1, елементи, які мають окисно-відновну двоїстість, значення χ≈2. Таким чином, оскільки окисно-відновна активність простих речовин залежить від електронної конфігурації їх атомів, вона змінює­ться періодично від відновної у лужних металів до окисної у галогенів. У головних підгрупах окисна здатність елементів зменшується. Отже, найбільш сильним окисником є F, а відновником — Fr. У хімічних сполуках елементи мають різний ступінь окиснення. Сполуки, в яких елемент знаходиться у вищому ступені окислення, виявляють лише окисні властивості (віддані всі валентні електрони). Сполуки, в яких елемент знаходиться у нижчому ступені окиснення, виявляють лише відновні властивості (немає вільних орбіталей валентного рівня). Сполуки, в яких елемент знаходиться у проміжному ступені окиснення, виявляють окисно-відновну двоїс­тість. У металів значення χ незначне, тому всі метали у вільному­ стані­ виявляють лише відновні властивості. А для неметалів у вільному стані характерна окисно-відновна двоїстість (крім F), оскільки­ вони знаходяться на проміжному ступені окиснення, і значення χ у них досить велике. На перебіг О.-в.р. впливають: рН середовища, температура, концентрації речовин, наявність ката­лізатора, співвідношення сили окисника і відновника, а для реакцій, що проходять у газовій фазі, — тиск. Розрізняють три типи О.-в.р. Міжмолекулярними називають реакції, в яких елементи, що змінюють ступені окиснення, знаходяться у складі різних молекул:

2KBr^–1 + Cl⁰₂ → Br⁰₂ + 2KCl^–1

відновник окисник

До цього типу належать і такі реакції, в яких у відновника та окисника атоми, які змінюють ступінь окиснення, є атоми одного і того ж елемента в різних ступенях окиснення:

_{–2 +4 0}

2H₂S + H₂SO₃ → 3S + 3H₂O

відновник окисник

У таких випадках унаслідок результатів­ реак­ції утворюється сполука цього елемента­ зі ступенем його окиснення, проміжним між відновником та окисником. Внутрішньо­молекулярними називають реа­кції, в яких ступінь окиснення змінюють два елементи, які входять до складу однієї молекули, але це або різні атоми, або атоми одного елемента з різними ступенями окиснення:

_{–3 +6 0 +3}

(NH₄)₂Cr₂O₇→N₂+Cr₂O₃+4H₂O

(N^-3 – відновник, Cr⁺⁶ — окисник)

_{–3 +3 0}

NH₄NO₂→N₂+2H₂O

(N^-3 — відновник, N⁺³ — окисник)

Реакції диспропорціювання (дисмутації) — реакції, внаслідок яких одночасно підвищує­ться і знижується ступінь окиснення атомів одного елемента. У цьому разі він одночасно виконує роль і відновника, і окисника.

2Н₂О^–1₂ → 2Н₂О^–2 + О⁰₂.

Для складання рівнянь О.-в.р. необхідно­ знати емпіричні формули вихідних речовин і продуктів реакції, які визначають експериментально чи на основі властивостей елемен­тів. При написанні таких рівнянь слід дотримуватися законів збереження маси речовини та збереження заряду. У рівняннях О.-в.р. прийнято спочатку записува­ти відновник, далі окисник і потім речовину, яка зумов­лює середовище. Відповідно у продуктах реакції спочатку записують продукт окиснення відновника, далі — продукт відновлення окисника, а потім інші продукти реакції. Для визначення коефіцієнтів у рівняннях О.-в.р. використовують два методи. Метод електронного балансу: універсальний, який застосовується для всіх реакцій в усіх агрегатних станах. Він ґрунтується на обліку зміни ступенів окиснення­ елементів вихідних речовин і продуктів реак­ції. Користуючись цим методом, спочат­ку записують схему реакції, напр.:

_{–1 –1 0 –2}

KІ + H₂О₂ → І₂ + KOH,

а потім розраховують ступені окиснення­ всіх елементів, знаходять окисник та віднов­ник і записують над ними ступені окиснення атомів, що їх змінили. Записують елект­ронні схеми, які відображають процеси відновлення та окиснення:

Оскільки кількість електронів, відданих відновником, має дорівнювати кількості елект­ронів, приєднаних окисником, знаходять найпростіше співвідношення кількості­ відновника та окисника, що задовольняє цю умову (у цьому разі 1 — для відновника­ і 2 — для окисника). Їх записують праворуч від електронних схем — це множники, на які слід помножити кожну напівреакцію, щоб зрівняти числа електронів у О.-в.р. Після цього розставляють ці коефіцієнти у рівняння реакції:

2KІ + H₂О₂ → І₂ + 2KOH

Потім, якщо це необхідно, знаходять коефі­цієнти для інших речовин: спочатку зрівню­ють усі катіони, крім Н⁺, далі аніони, потім кількість Н⁺. Перевіряють правильність, зрівнюючи кількість атомів Оксигену ліворуч і праворуч у рівнянні. Якщо кількість елементів, які змінюють ступінь окиснення­, більша двох, то розраховують загальну кількість електронів, відданих відновниками і приєднаних окисниками:

Іонно-електронний метод (метод напівреак­цій) застосовується для визначення коефіцієнтів у рівняннях О.-в.р., які пере­бігають у розчинах або розплавах. Згідно з цим методом враховують взаємодію молекул та іонів, які реально існують у середовищі. Проце­си окиснення та відновлення запису­ють у вигляді іонних напівреакцій, врахо­вуючи дисоціацію речовин. За цим мето­дом спочатку записують схему реакції, знаходять окисник та відновник і записують над атомами їх покажчики окиснення, що змінили ступені:

H₂S^–2 + K₂Cr⁺⁶₂ O₇ + H₂SO₄ → S⁰ + Cr⁺³₂ (SO₄)₃ +…

Складають іонну схему реакції:

H₂S + Cr₂O^2-₇ + Н⁺ → S + Cr³⁺ + Н₂О

Потім складають рівняння напівреакцій. У кислому середовищі надлишкові атоми Оксигену зв’язують Н⁺ — на кожний надлишковий атом Оксигену додають два Н⁺, а в другу частину рівняння — відповідну кількість Н₂О. Так само, як і в методі елект­ронного балансу, знаходять коефіцієнти в О.-в.р.:

H₂S — 2ē S + 2H⁺ 3

Скорочують однакові іони та молекули праворуч і ліворуч у повному іонному рівнянні реакції окисно-відновної реакції.

Скорочене іонне рівняння реакції має виг­ляд:

3H₂S+ Cr₂O^2-₇ +8H⁺ → 3S+2Cr³⁺+7 Н₂О

На його основі записують молекулярне рівняння, підбираючи для катіонів аніони, які знаходяться у розчині, і навпаки:

3H₂S + К₂Cr₂O₇ + 4H₂SО₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + К₂SO₄ + 7 Н₂О.

Для О.-в.р., які відбуваються у лужному чи нейтральному середовищі, надлишкові­ атоми Оксигену зв’язують Н₂О — на кожний надлишковий атом Оксигену додають молекулу Н₂О, а у протилежний бік рівняння — вдвічі більшу кількість ОН^–:

Кількісною характеристикою окиснювальної чи відновної властивості різних речовин є окисно-відновний потенціал, який характе­ризує прагнення цього окисника­ приєднувати електрони, а відновника — їх віддавати. Користуючись величинами стандартних окисно-відновних потенціалів (Е⁰), значення яких наведені в довідкових таблицях, можна визначити напрямок О.-в.р. Головною умовою їх перебігу є додатне значення електрорушійної сили (ЕРС) О.-в.р. Для її обчислення від величини Е⁰ окисника віднімають величину Е⁰ відновника:

ЕРС = Е⁰_окисн – Е⁰_{відновн}

Типовими О.-в.р. є реакції клітинного дихання, фотосинтезу, реакції горіння та інші важливі природні та технічні процеси.

Матеріали для самоконтролю:

1. Яке значення окисно-відновних процесів у життєдіяльності людини та у промисловому виробництві різних хімічних продуктів?

2. Чи можна за стандартних умов окиснити гідроген хлорид до хлору за допомогою сульфатної кислоти? Відповідь мотивуйте.

Тести: