Химия и биологическая роль элементов VIIIБ группы

Размещено на http://www.allbest.ru/

ГБОУ ВПО ОрГМА МИНЗДРАВА РОССИИ

КАФЕДРА ХИМИИ И ФАРМАЦЕВТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

РЕФЕРАТ

Химия и биологическая роль элементов VIIIБ группы

Выполнила: студентка 114 гр.

Лечебного факультета Латорцева М.А.

Оглавление

Введение

1. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённость в природе

2. Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации

3. Общие химические свойства простых веществ

4. Свойства соединений железа в степенях окисления 0 (пентакарбонилжелеза) , +2, +3, +6

5. Цис- и трансизомерия комплексных соединений платины

6. Медико-биологическое значение элементов VIIIБ группы

Заключение

Список использованной литературы

Введение

Актуальность выбранной темы заключается в том, что химические элементы VIIIБ группы входя в состав организмов растений, животных и человека, приниают участие в процессах обмена веществ.

Целью данного реферата является изучение химии и биологической роли элементов VIIIБ группы. Согласно этой цели можно поставить следующие задачи:

1. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе.

2. Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации.

3. Химические свойства простых веществ.

4. Свойства соединений железа в степенях окисления 0 (пентакарбонилжелезо), +2, +3, +6.

5. Цис-, транс-изомерия комплексных соединений платины.

6. Медико-биологическое значение элементов VIIIБ группы.

Опираясь на задачи нужно сделать вывод.

1. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённость в природе

Общая характеристика. Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы Д.И. Менеделеева охватывает три триады d-элементов. Первую триаду образуют элементы железо, кобальт и никель, вторую триаду-рутений, родий и палладий, третью триаду- осмий, индий и платина.

Большинство элементов рассматриваемой группы имеют два электрона в наружном электронном слое атома; все они представляют собой металлы. Кроме наружных электронов, в образовании химической связи принимают участие также электроны из предыдущего недостроенного слоя. Для этих элементов характерны степени окисления, равные 2, 3, 4 (со знаком +). Более высокие степени окисления проявляются реже.

Сравнение физических и химических свойств элементов восьмой группы показывает, что железо, кобальт и никель, находящиеся в первом большом периоде, очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют семейство железа. Остальные шесть элементов восьмой группы объединяется под общим названием платиновых металлов.

Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железо. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2О3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(ОН)3.

Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5 (жидкости при t = 20? 60 °C) и Со(СО)8 (кристаллы с tпл>200 ° C, нерастворимые в воде и ядовитые) используются для получения сверхчистых металлов.

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель -- лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.

Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) - для них известны почти все соли.

Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до водорода. Поэтому они распространены в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, карбонаты), в свободном состоянии встречаются редко -- в виде железных метеоритов. По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт. Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства.

Железо, кобальт, никель и их сплавы -- весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо.

Краткие сведения об элементах(открытие и их распространённость в природе). Открытие любого элемента из периодической системы элементов Д.И. Менделеева имеет свою историю открытия и получения.

Железо в старину получали «сыродутным» способом. Железную руду и уголь загружали в печи, имеющие форму длинной трубы. Уголь поджигали, а ветер, дующий в трубу, поддерживал высокую температуру (около 1400°С), необходимую для восстановления железа из оксидной трубы. Полученный металл (крицу) ковали, в процессе ковки от него отделялись куски шлака, и оставалось чистое железо.

По сравнению с железом кобальт и никель были открыты сравнительно недавно. История кобальта как химического элемента началась в Саксонии, на серебряных рудниках. Из руды, очень похожую на серебряную, не удавалось получить желаемы металл, а при её обжиге выделялся ядовитый газ. Поэтому говорили, что рудокопы потревожили злой дух Коболда. В 1735 году шведский химик Геогр Брант установил, что в «злом» минерале содержится мышьяк и неизвестный металл. Бранд выделил его и сохранил за ним название «кобальт».

Никель был обнаружен в красноватого цвета руды, содержащей, как оказалось, арсенид никеля NiAs. По цвету руды заключили, что в ней должна быть медь, но однако попытки её выплавить оканчивались неудачей. Горняки считали, что это проделки насмешника Ника (Николаса)- хозяина подземных богатств. Когда люди научились отличать «чужую» руду от настоящей медной, они дали ей название «куперникель», т.е. «медь Ника». В 1751 именно из этой руды шведский учёный Аксель Фредрик Кронстедт выделил неизвестный ранее оксид зелёного цвета. Восстановив осид, Кронстедт получил металл, названный им Никелем.

Этот металл, никель, платиновой группы открыт К. К. Клаусом в Казани в 1844 г. при анализе им так называемых заводских платиновых осадков. Получив из Петербург ского монетного двора около 15 фунтов таких остатков, после извлечения из руды платины и некоторых платиновых металлов, Клаус сплавил остатки с селитрой и извлек растворимую в воде часть (содержащую осмий, хром и другие металлы). Нерастворимый в воде остаток он подверг действию царской водки и перегнал досуха. Обработав сухой остаток после дистилляции кипящей водой и добавив избыток поташа, Клаус отделил осадок гидроокиси железа, в котором обнаружил присутствие неизвестного элемента по темной пypпурно-красной окраске раствора осадка в соляной кислоте. Клаус выделил новый металл в виде сульфида и предложил назвать его рутением в честь России.

Родий был открыт в 1804 г. Волластоном вслед за открытием палладия. Волластон растворял сырую платину в царской водке, затем нейтрализовал избыток кислоты едким натром. Из нейтрального раствора он осадил платину хлористым аммонием, а палладий - цианистой ртутью. Фильтрат, обработанный соляной кислотой для удаления избытка цианистой ртути, был выпарен досуха. Остаток, после обработки алкоголем, представлял собой темно-красный порошок двойной натриевородиевой соли соляной кислоты (хлорид). Из этого порошка при прокаливании его в токе водорода легко получается металл. Слово "родий" произведено от греч. роза и розовый в соответствие с цветом растворов солей металла в воде.

Палладий был найден Волластоном (1803) тоже в сырой платине, в той части ее, которая растворима в царской водке. С открытием палладия связана следующая история. Когда Волластон получил некоторое количество металла, он, не опубликовав сообщения о своем открытии, распространил в Лондоне анонимную рекламу о том, что в магазине торговца минералами Форстера продается новый металл палладий, представляющий собой новое серебро, новый благородный металл. Этим заинтересовался химик Ченевико. Он купил образчик металла и, ознакомившись с его свойствами, предположил, что металл изготовлен из платины путем ее сплавления ртутью по методу русского ученого А.А. Мусина-Пушкина. Ченевикс высказал свое мнение в печати. В ответ на это анонимный автор рекламы объявил, что он готов выплатить 20 фунтов стерлингов тому, кто сумеет искусственно приготовить новый металл. Естественно, что ни Ченевикс, ни другие химики не смогли этого сделать. Через некоторое время Волластон сообщил официально, что он автор открытия палладия и описал способ его получения из сырой платины.

Первое описание платины как металла весьма огнестойкого, который можно расплавить лишь с помощью "испанского искусства", сделал итальянский врач Скалингер в 1557 г. По-видимому, тогда же металл получил и свое название "платина". В XVII в. платина называлась Platina del Pinto, так как она добывалась в золотистом песке реки Пинто в Южной Америке.

Осмий был открыт Теннантом в 1804 г. при исследовании им нерастворимой в царской водке части сырой платины, являющейся, как это было выяснено позднее, сплавом осмия с иридием - осмиридием. В 1803 - 1804 гг. Фуркруа и Воколен, наблюдавшие выделение черного дыма при растворении платины в царской водке, пришли к заключению, что в нерастворимом остатке присутствует новый металл. Они дали ему название птен (Ptene) от греч. - крылатый, окрыленный. Теннант разделил осмиридий на два металла - осмий и иридий. Название осмий дано в связи с тем, что растворение щелочного сплава осмиридия в воде или кислоте сопровождается стойким запахом, похожим на запах хлора или редьки, раздражающим горло

Индий был обнаружен немецкими учеными Ф.Рейхом и И.Рихтером. Произошло это в 1863 году. Ученые проявили интерес к уже открытому химическому элементу-таллию. Они решали проблему получения металла. Природным источником были цинковые руды из местечка Химмельсфюрста. Эти руды были полиметаллическим, помимо основного металла цинка, в них присутствовали мышьяк, сера, кремний, олово, медь, кадмий. Ф. Рейх предложил включить в их состав и таллий. Но проведя большое количество операций, ему не удалось получить его. Но результатом опытов стало получение осадка желтоватого цвета, состав которого был неизвестен.

Распространённость в природе. По распространенности в составе земной Fe занимает среди металлических элементов второе место после алюминия. Железо является жизненно важным элементом. В организме человека, как и животных, Fe присутствует во всех тканях, однако наибольшая его часть сосредоточена в кровяных шариках. Атомы железа занимают центральное положение в молекулах гемоглобина. Все остальные металлы распространены в небольших количествах, в природе они не встречаются в чистом виде, в основном в виде различных силикатов и других состояниях.

2. Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации

Радиус атома - характеристика атома, позволяющая приближенно оценивать межатомное (межъядерное) расстояние в молекулах и кристаллах.

Радиус иона - характеристика, позволяющая приближенно оценивать межатомные (межъядерные) расстояния в ионах при разных степенях окисления.

Энергия ионизации - это энергия, при которой происходит превращение атомов и молекул в соответствующие ему ионы.

Таким образом, в подгруппе железа, кобальта и никеля в связи с увеличением атомной массы и количество периодов радиус увеличивается (примерно на 0,01нм), радиус иона изменяется по такому же принципу, но с одной оговоркой, у ионов с разной степенью окисления размер радиуса атомов различен и зависит непосредственно от радиационного числа данного иона.

Энергия ионизации изменяется обратно пропорционально, то есть при увеличении атомной массы и количества периодов энергия ионизации понижается, это связано с тем, что атомная масса увеличивается в подгруппах, что ведёт к трудному образованию ионов данных химических элементов.

3. Общие химические свойства простых веществ

Для всех химических элементы в периодической таблице Д.И. Менделеева характерны определённые химические свойства.

Общие химические свойства элементов 8б группы:

* Взаимодействие с галогенами при нагревании:

*С простыми соединениями неметаллов (но есть ряд особенностей взаимодействия некоторых металлов данной группы)

* Сгорание, образуя различные оксиды

* Окисление на воздухе:

* Взаимодействие с разбавленными серной и соляной кислотами:

В данном случае представлены общие свойства простых элементов 8б группы. Но каждый элемент из триад металлов имеет свои характерные особенности.

Например,

1) Железо, взаимодействуя с разбавленной азотной кислотой, образует соль железа (III), воду и продукт восстановления азотной кислоты NH3 или N2O и N2.

2) При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре -- с углем, кремнием и фосфором.

3) Кобальт хорошо растворяется в воде при 25°С,образуя основания

4) Концентрированная азотная кислота пассивирует при взаимодействии с кобальтом

5) С азотом Никель не реагирует даже при высоких температурах пирофорен - на воздухе самовоспламеняется

6) С азотом Никель не реагирует даже при высоких температурах

4. Свойства соединений железа в степенях окисления 0 (пентакарбонилжелеза), +2, +3, +6

Железо - элемент VIII группы периодической системы. Атомный номер 26, атомный вес 55,85 (56). Конфигурация внешних электронов атома 3d64s2.

По химическим свойствам железо как переходный элемент близок к соседним элементам той же группы периодической системы - никелю и кобальту.

В соединениях железо чаще 2-х и 3-х валентно, но известны также валентности 1, 4 и 6.

Для высших валентных состояний железа характерны кислотные свойства. Железо, особенно 3-х валентное, склонно к комплексообразованию. В химическом отношении железо - металл средней активности. В сухом воздухе при нагревании до 150-200о на поверхности компактного железа образуется тонкая защитная окисная пленка, предохраняющая его от дальнейшего окисления.

Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления.

Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа(2) и соединения железа (3). Первые отвечают оксиду железа(2), или закиси железа (FeO), вторые - оксиду железа (3), или окиси железа (Fe2O3). Кроме того, известны соли железной кислоты H2FeO4, в которой степень окисления железа равно +6.

Соединения железа (2)

Соли железа (2) образуются при растворении железа в разбавленных кислотах, кроме азотной,. Важнейшая из них- сульфат железа (2), или железный купорос, FeSO4*H2O, образующий светло-зелёные кристаллы, хорошо растворимые в воде. На воздухе железный купорос постепенно выветривается и одновременно окисляется с поверхности, переходя в жёлто-бурую основную соль железа (3).

При нагревании железного купароса выделяется вода и получается белая масса безводной соли FeSO4. При температурах выше 480'C безводная соль разлагается с выделением диоксида и триоксида серы.

При взаимодействии раствора соли железа (2) со щелочью выделяют белый осадок гидроксида железа (2) Fe(OH)2, который на воздухе вследствие окисления быстро принимает зеленоватую, затем бурую окраску, переходя в гидроксид железа (3).

Карбонаты щелочных металлов осаждают из раствовров солей железа (2) белый карбона железа (2) FeCO3.

Соли железа (2) легко могут быть переведены в соли железа (3) действием различных окислителей - азотной кислоты, перманганата калия, хлора.

Ввиду способности легко окисляться, соли железа (2) часто применяются как окислители.

Соединения железа (3)

Хлорид железа (3) FeCl3 представляет с собой тёмно-коричневые с зеленоватым отливом кристаллы. Это вещество сильно гигроскопично, поглощая влагу из воздуха, оно превращается в кристаллогидраты, содержащие разное количество воды и расплывающейся на воздухе. В таком состоянии хлорид железа (2) имеет буро-оранжевый цвет. В разбавленном растворе хлорид железа (3) гидролизируется до основных солей.

Сульфат железа (3) Fe2(SO4)3-очень гигроскопичные, расплывающиеся на воздухе белые кристаллы. Образует кристаллогидрат Fe2(SO4)3*9H2O (жёлтые кристаллы). В водных растворах сульфат железа (3) сильно гидролизован. С сульфатами щелочных металлов и алюминия он образует двойные соли-квасцы такие, как железоаммонийные (NH4)Fe(SO4)2*12H2O-хорошо растворимые в воде светло-фиолетовые кристаллы.

При действии щелочей на растворы солей железа (3) выпадает красно-бурый гидроксид железа (3), нерастворимый в избытке щёлочи.

Гидроксид железа (3)- более слабое основание, чем гидроксид железа (2), это выражается в том, что соли железа (3) сильно гидролизируется, а со слабыми кислотами (угольной и сероводородной) гидроксид железа (3) солей не образует.

Характерной реакцией, отличающей соли железа (3) от солей железа (2), служит действие роданида калия или роданида аммония на соли железа. Раствор роданида калия содержит бесцветные ионы SCN-, которые соединяются с ионами железа (3), образуя кроваво-красный, слабо дислоцированный роданид железа (3) Fe(SCN)3. При взаимодействии радонидов с ионами железа (2) соли остаются бесцветными.

Соединения железа (6)

Если нагревать стальные опилки или оксид железа (3) с нитратом и гидроксидом калия, то образуется сплав, содержащий феррат калия EO_ соль желехной кислоты H₂FeO₄. При растворении сплава в воде получается красно-фиолетовый раствор, их которого действием хлорида бария можно осадить нерастворисый в воде феррат бария BaFeO₄.

Все ферраты - очень сильные окислители (более сильные, чем перманганаты). Соответствующая ферратам железная кислота H₂FeO₄ и её ангидрид FeO₃ в свободном состоянии не получены.

Карбонилы железа.

Железо образует летучие соединения с оксидом углерода, называемые карбонилами железа. Пентокарбонил железа Fe(CO)₅ представляет с собой бледно-жёлтую жидкость, кипящую при 105'С, нерастворимую в воде, но растворимую во многих органических растворителях. Fe(CO)₅ получают пропусканием СО над порошком железа при 150-200'C и давлении 10МПа. Примеси, содержащиеся в железе, не вступают в реакции с СО, вследствие чего получается весьма чистый продукт. При нагревании в вакууме пентанокарбонил железа разлагается на железо и СО, это используется для получения высококачественных порошков железа

Рассмотрим свойства двухвалентного соединения железа на примере гидроксида железа (2).

Гидроксида железа (2) образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)2 FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет - образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3[Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K2[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]Fe3[Fe(CN)6] + 3K2SO4

Рассмотрим свойства двухвалентного соединения железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Fe(OH)4]

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка

Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3+ 3KNO3

Fe(OH)3 - более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O [Fe(OH)]2+ + H+

[Fe(OH)]2+ + H2O [Fe(OH)2]+ + H+

[Fe(OH)2]+ + H2O Fe(OH)3 + H+

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH Na[Fe(OH)3]

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + H2S S + 2FeCl2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe3+

При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 + 3NH4CNS 3NH4Cl + Fe(CNS)3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Рассмотрим свойства двухвалентного соединения кобальта на примере гидроксид кобальта (II):

Гидроксид кобальта (II) Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 + 2KOH K2SO4 + Co(OH)2

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O 4Co(OH)3

Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

Co(OH)2 CoO + H2O

Соединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)2 + 6NH3 [Co(NH3)](OH)2

Общие свойства соединений Me(IV) (подгрупп кобальта и никеля). Рассмотрим свойства четырёхвалентного соединения кобальта на примере оксида кобальта (IV)

Окись четырехвалентного кобальта СоО2.

Этот окисел частично образуется при получении Со2О3. Он неустойчив, легко разлагается с выделением кислорода.

Общие свойства соединений Me(IV) (подгрупп кобальта и никеля). Рассмотрим свойства четырёхвалентного соединения никеля (IV)

В настоящее время соединения шестивалентного никеля получают исключительно синтетическим путём и в основном они представляют с собой комплексные соединения Для никеля характерно образование 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 комплексные соединения, содержащие никель в высоких степенях окисления: +3 -- (K3[NiF6]) и +4 -- (K2[NiF6]).

Общие свойства соединений Me(VIII) (рутений и осмий). Рассмотрим свойства четырёхвалентного соединений

Соединения восьмивалентных элементов известны только для осмия и рутения. Взаимодействие порошка металлического осмия с фтором около 250°С ведет к образованию бесцветных паров OsF4 , при охлаждении сгущающихся в лимонно-желтые кристаллы (т. пл. 34 °С, т. кип. 48 °С). С химической стороны восьми-фтористый осмий характеризуется резко выраженными окислительными свойствами. Водой он постепенно разлагается по уравнению:

OsF8 + 4Н2 О = 8HF + OsO4

Четырехокись осмия является наиболее устойчивым при обычных условиях окислом этого элемента и медленно образуется из мелко раздробленного металла и его соединений уже при хранении на воздухе. Четырехокись рутения может быть получена обработкой раствора K2 RuO4 избытком хлора (K2 RuO4 + Cl2 = 2KCl + RuO4 ). Обе четырехокиси представляют собой легколетучие кристаллические вещества бледно-желтого (OsO4 ) или золотисто-желтого (RuO4 ) цвета. В воде они довольно хорошо растворимы, причем растворы не показывают кислой реакции на лакмус.

Хотя сильными окислителями являются обе четырехокиси, однако различие их устойчивости проявляется довольно отчетливо. В то время как OsO4 кипит при 131 °С без разложения, четырехокись рутения при нагревании до 108 °С со взрывом распадается на RuO2 и кислород. При обычных условиях и без соприкосновения с восстановителями OsO4 изменениям не подвергается, тогда как RuO4 может сохраняться только в отсутствие света и влаги. Четырехокись осмия хорошо растворима в спирте, причем восстанавливается им до OsO2 лишь медленно, a RuO4 при соприкосновении со спиртом взрывает. В общем, следовательно, RuO4 значительно менее устойчива, чем OsO4 , и ее окислительные свойства выражены резче. Пары обеих четырехокисей весьма ядовиты.

5. Цис- и транс-изомерия комплексных соединений платины

ЦИС-ТРАНС-ИЗОМЕРИЯ (геометрическая изомерия) - один из видов пространственной изомерии химических соединений; заключается в возможности расположения заместителей по одну (цис-изомер) или по разные стороны (транс-изомер) плоскости двойной связи.

Каждое комплексное соединение имеет свою изомеризацию. Комплексные соединения,содержание за основу комплексообразователь ПЛАТИНУ имеет Цис- и транс- изомеры.

-в данном случае представлен цис-изомер комплексного соединения платины [Pt(NH3)2Cl2].

Различия в их пространственной структуре влияет на из физические и химические свойства, у примеру у данных изомеров отличается температура кипения, температура затвердевания, степень растворимости в воде и т.д.

-в данном случае представлен транс-изомер того же комплекса, в составе которого есть платина, т.е [Pt(NH3)2Cl2].

6. Медико-биологическое значение элементов VIII В группы

Все химические элементы вносят большой вклад в медицину, так как они содержатся во всех живых организмах в тех или иных количествах. Рассмотрим медико-биологическое значение элементов 8б группы на примеры некоторых элементов, входящих в эту группу.

Медико-биологическое значение никеля: никель относится к числу микроэлементов, необходимых для нормального развития живых организмов. Однако о его роли в живых организмах известно немного. Известно, что никель принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений. В организме животных он накапливается в ороговевших тканях, особенно в перьях. Повышенное содержание никеля в почвах приводят к эндемическим заболеваниям -- у растений появляются уродливые формы, у животных -- заболевания глаз, связанные с накоплением никеля в роговице. Токсическая доза (для крыс) -- 50 мг. Особенно вредны летучие соединения никеля, в частности, его тетракарбонил Ni(CO)4.

Медико-биологическое значение железа: железо для организма человека, как и в целом для живой природы, трудно переоценить. Подтверждением этому может быть не только большая распространенность его в природе, но и важная роль в сложных метаболических процессах, происходящих в живом организме. Биологическая ценность железа определяется многогранностью его функций, незаменимостью другими металлами в сложных биохимических процессах, активным участием в клеточном дыхании, обеспечивающем нормальное функционирование тканей и организма человека.

Ценным его свойством является способность легко окисляться и восстанавливаться, образовывать сложные соединения со значительно отличающимися биохимическими свойствами, непосредственно участвовать в реакциях электронного транспорта.

Радиоактивное железо применяют в радиоизотопной диагностике, для изучения эритропоэза, обмена и всасывания железа, главным образом, в виде цитрата или хлорида. Наиболее широкое клиническое применение находят препараты, меченные Fe. Препараты, меченные Fe, в клинической практике применяются редко из-за длительного периода выведения из организма и неудобства детектирования его излучения. В ряде случаев (сканирование головного мозга и др.) Предпочтительнее использовать короткоживущий изотоп Fe, который создает значительно меньшую дозу облучения организма. При определении усвояемости железа эритроцитами радиоактивное железо Fe) вводят в кровoток. В последующие 15-20 дней с промежутками в 2-3 дня берут пробы крови и путем измерения Fe-активности эритроцитов определяют степень поглощения железа эритроцитами.

Медико-биологическое значение кобальта: Кобальт является жизненно необходимым элементом для животных и человека.Кобальт находится в составе витамина В 12 (кобаламин), содержащего его около 4,5%, активно участвует в ферментативных процессах и образовании гормонов щитовидной железы, угнетает обмен йода, способствует выделению воды почками. Кобальт повышает усвоение железа и синтез гемоглобина, является мощным стимулятором эритропоэза.

Кобальт входит в состав инсулина. Кобальт способен избирательно угнетать дыхание клеток злокачественных опухолей и тем самым, конечно, их размножение. Специфическим достоинством кобальта считают его способность в два-четыре раза интенсифицировать противомикробные свойства пенициллина.

Заключение

Выявление биологической роли отдельных химических элементов в функционировании живых организмов (человека, животных, растений) -- важная и увлекательная задача. Минеральные вещества, как и витамины, часто действуют как коферменты при катализе химических реакций, происходящих всё время в организме.

Нет сомнения, что в живых организмах ионы металлов находятся в основном в виде координационных соединений с биологическими молекулами, которые выполняют роль лигандов. В статье из-за ограниченности объёма приведён материал, относящийся главным образом к организму человека.

железо атом платина ионизация

Список использованной литературы

1. Н.Л. Глина, "Общая химия" /изд. 24 испавлен. под редакцией канд.хим.наук В.А. Рабиновича. - Л./ Химия, ленинградское отделение 1985 г. - 90 - 120с.

2. «Краткая химическая энциклопедия»/издательство «Советская энциклопедия», 1963г. - 58 - 62с.

3. «Введение в химическую экотоксикологию»/ В.А. Исидоров /«Химиздат», 1999г. 85 - 90с

4. «Общая и неорганическая химия/ М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин /издательство «Химия», 1981г.96-98с

5. Основы общей химии./ Некрасов Б.В. - М.: Высшая школа, 1974.268-280с.

6. Общая химия: Учебное пособие для вузов.-20-е изд., испр./Под ред. Рябиновича В.А. - Л.: Химия, 1979.-720с., ил.

7. Энциклопедия для детей. [Том 17.] Химия.-2-е изд., перераб./ред. Коллегия: Аксёнова М., Леенсон И., Мартынова С., и др.-М.: Мир энциклопедий Аванта+, 2007-685с., ил.

Размещено на Allbest.ru

...