Теоретические основы общей химии

53. Ионная связь как предельно поляризованная ковалентная связь

Связь такого типа осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, т. е. состоящими из одного атома (например, катионы Ма+, К⁺, анионы F-, С 1~) или сложными, т. е. состоящими из двух или более атомов (например катион NH₄⁺, анионы ОН-, NO₃^-, SO₄^2-). Простые ионы, обладающие положительным зарядом, легче всего образуются из атомов элементов с низким потенциалом ионизации; к таким элементам относятся металлы главных подгрупп I и II группы. Образование простых отрицательно заряженных ионов, напротив, характерно для атомов типичных неметаллов, обладающих большим сродством к электрону. Поэтому к типичным соединениям с ионным типом связи относятся галогениды щелочных металлов, например, NаС1, СзF и т. п. В отличие от ковалентной связи, ионная связь не обладает направленностью. Это объясняется тем, что электрическое поле иона обладает сферической симметрией, т. е. убывает с расстоянием по одному и тому же закону в любом направлении. Поэтому взаимодействие между ионами осуществляется одинаково независимо от направления. Ионная связь не обладает насыщаемостью. Поэтому к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного знака. Это число определяется относительными размерами взаимодействующих ионов, а также тем, что силы притяжения разноименно заряженных ионов должны преобладать надпилами взаимного отталкивания, действующими между ионами одного знака. Отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости обусловливает склонность ионных молекул к ассоциации, т. е. к соединению их друг, с другом.

54. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали

В методе молекулярных орбиталей (МО) к рассмотрению электронной структуры молекулы подходят также, как и к многоэлектронному атому. Логичность использования одной физической модели вытекает из одинаковой природы электронов в атомах и молекулах, а также их взаимодействий с ядрами и между собой. Основные принципы метода МО: 1.Молекула рассматривается как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и всех ядер. 2.Состояние электрона описывается волновой функцией, характеризуемой определенным набором квантовых чисел. Эта функция называется молекулярной орбиталью (МО). В отличие от одноцентровой атомной орбитали (АО - электрон в поле одного ядра) молекулярная орбиталь в общем случае многоцентровая. Как и для электрона в атоме, квадрат модуля волновой функции определяет плотность вероятности нахождения электрона или плотность электронного облака. 3. Каждой МО соответствует определенная энергия Е. 4. Совокупность МО молекулы, занятых электронами, называется электронной конфигурацией молекулы. Она строится на основе фундаментальных положений - принципа наименьшей энергии (электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с наименьшей энергией), принципа Паули (на одной МО не может находиться более двух электронов, при этом спины их должны быть антипараллельны) и правила Хунда. Следовательно, для описания электронной конфигурации молекулы с 2п электронами требуется п молекулярных орбиталей. Молекулярная орбиталь, образующаяся при подобном взаимодействии, характеризуется уменьшением абсолютной величины волновой функции в межъядерном пространстве по сравнению с ее значением в исходных атомах: на оси связи появляется даже точка, в которой значение волновой функции, а, следовательно, и ее квадрата, обращается в нуль. Это означает, что в рассматриваемом случае уменьшится и плотность электронного облака в пространстве между атомами. В результате притяжение каждого атомного ядра в направлении к межъядерной области пространства окажется более слабым, чем в противоположном направлении, т. е. возникнут силы, приводящие к взаимному отталкиванию ядер. Здесь, следовательно, химическая связь не возникает; образовавшаяся в этом случае МО называется разрыхляющей, а находящиеся на ней электроны - разрыхляющими электронами.

55. Водородная связь. Молекулярная и внутри молекулярная водородная связь

Если атом водорода связан ковалентной связью с каким-либо электроотрицательным элементом, то он может одновременно притягиваться к другому атому, имеющему высокую электронную плотность. Энергия такого притяжения составляет 4-40 кДж/моль, т.е. на порядок меньше энергии ковалентной связи. Связь, возникающая в итоге, получила название, водородной (Н-связь). Атом водорода имеет очень малый размер и частичный положи тельный заряд из-за связи с электроотрицательным атомом. Водородная связь образуется вследствие внедрения атома водорода в электронную оболочку атома с высокой электроотрицательностью и обычно имеющего неподеленную электронную пару. В качестве таких атомов могут выступать фтор, кислород, азот и, в меньшей степени, хлор и сера Небольшая энергия водородных связей приводит к тому, что они легко возникают и разрушаются. Длина водородной связи заметно превосходит длину ковалентной связи. Так, например, если длина ковалентной связи О-Н составляет 0.97 А, то водородная связь О-Н в воде имеет длину 1.75 А. Чтобы подчеркнуть отличие водородной связи от ковалентной, ее обозначают тремя точками. Водородная связь широко распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах растворения и диссоциации, образования кристаллогидратов и многих других. Образование водородной связи может существенно изменить физические свойства вещества (теплоты плавления и испарения, температуры кипения, вязкость, твердость и др.). Так, например, аномально высокие точки кипения НР, NНз и Н 2O объясняются ассоциацией этих молекул в агрегаты за счет водородных связей. Наряду с межмолекулярной водородной связью существует также и внутримолекулярная водородная связь. Образование последней возможно при одновременном наличии в одной молекуле электроноакцепторной группы Х-Н и электронодонорного атома У. Причем расстояние между атомами Н и У не должно превышать обычной длины водородной связи (1.6-2.0 А). Примером может служить биомолекула салициловой кислоты. Устойчивости такой связи благоприятствует образование шестичленного цикла, в котором нет деформации валентных углов. Следует отметить, что только замыкание пяти- или шестичленных циклов удовлетворяет стерическим требованиям возникновения водородной связи.

56. Комплексные соединения. Координационная теория Вернера

Любое взаимодействие между атомами, ионами, молекулами, ионами и молекулами и т.д. сопровождается определенным пространственным расположением частиц относительно друг друга или координацией. Простейшим примером является образование гидратной оболочки у катионов металлов при растворении соли в воде. При взаимодействии СоСl₃ с аммиаком образуются оранжевые кристаллы, соответствующие составу СоСl 6 NНз. Это указывает на образование прочной связи иона Со ⁺ с молекулами аммиака. В обоих случаях мы имеем дело с комплексообразованием. Комплексные соединения представляют собой наиболее обширный и разнообразный класс химических соединений, а поскольку в их состав могут входить как неорганические, так и органические молекулы или ионы, то комплексные соединения связывают воедино неорганическую и органическую химию. Для объяснения строениями свойств комплексных соединений Вернер выдвинул идею о координации, т.е. о пространственном окружении иона металла анионами или нейтральными молекулами. Координационная теория легла в основу современных представлений о комплексных соединениях.

57. Центральный атом, лиганды, координационное число центрального атома

Химия комплексных (координационных) соединений изучает ионы и молекулы, состоящие из центральной частицы и координированных вокруг нее лигандов. Центральная частица (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ней лиганды образуют внутреннюю (координационную) сферу комплексного соединения, а число этих лигандов называется координационным числом. Ионы, находящиеся за пределами координационной сферы, образуют внешнюю сферу комплексного соединения. В формулах внутреннюю сферу комплексного соединения заключают в квадратные скобки. В подавляющем большинстве комплексных соединений в качестве комплексообразователя выступают ионы переходных металлов, хотя известны комплексные соединения практически для всех элементов. Наиболее важной характеристикой центрального атома является его степень окисления, определяемая для комплексов как разность между зарядом комплексной частицы и суммарным зарядом лигандов. Например, ион [Со(NНз)₃]³⁺ относят к производным Со³⁺, приписывая NН ₃ нулевой заряд как нейтральной молекуле, а ион [Со(SСN)₄]^2- - к производным Со²⁺, приписывая группе SСN^- заряд-1, как в роданидах щелочных металлов. В качестве лигандов выступают молекулы или ионы, содержащие донорные атомы, способные отдавать комплексообразователю неподеленную электронную пару. Наиболее распространенными донорными атомами являются N, Р, О, галогены. Число донорных атомов в лиганде может быть различным, и оно определяет его координационную емкость или дентатность. Монодентатные лиганды используют в качестве донорного один атом и, следовательно, могут занимать только одно координационное место у центрального атома. Монодентатными лигандами являются ионы СL, Р~, ОН~, молекулы NНз, Н₂О, СО и др. К бидентатным относятся многие органические молекулы, например, этилендиамин, диметилглиоксим, дианион щавелевой кислоты и т.д.

58. Внутрикомплексные соединения (хелаты)

Полидентатные лиганды, занимая в координационной сфере два и более места, образуют циклические комплексы, которые называют также хелатными; это очень важный в биологическом отношении класс комплексных соединений. К ним относится гемоглобин, хлорофилл, витамин В ₁₂ и многие металлоферменты. Образование циклического комплекса можно рассмотреть на простейшем примере глицината меди. Известно, что осадок Си(ОН)₂ легко растворяется в аминоуксусной кислоте - глицине. При этом каждая из двух молекул глицина, участвуя в этом процессе, использует обе функциональные группировки, а именно, аминогруппа связывается с атомом меди по донорно-акцепторному механизму, а карбоксильная - через кислород обычной ковалентной связью. Центральный атом оказывается, как бы втянутым внутрь лиганда и охвачен связями наподобие клешней рака. Отсюда и происходит название - хелатные (от сНе 1а 1е - клешня). Высокая прочность хелатных комплексов обусловила широкое применение полидентатных лигандов (или комплексонов) в аналитической химии, токсикологии, гигиене и т.д. Строение и устойчивость хелатных комплексов зависят от величины и характера цикла. Циклы, содержащие чередующиеся простые и двойные связи (сопряженные), обычно плоские, а несопряженные связи дают неплоские структуры. Наиболее стабильны пяти- и шестичленные циклы (правило Чугаева). Основную роль в хелатообразовании играют стереохимические особенности лиганда, а не центрального атома. Разные типы гибридизации комплексообразователя сравнительно мало отличаются по энергии. Поэтому может наблюдаться невыгодный способ гибридизации, 'если при этом возрастает устойчивость комплекса за счет увеличения числа связей между центральным атомом и лигандом. Так, например, в хлорофилле комплекс Мg²⁺ имеет не тетраэдрит ческую, а плоскоквадратную конфигурацию, обусловленную планарным строением порфиринового кольца.

59. Комплексоны и их применение в медицине

Токсический эффект некоторых комплексов используется для создания противораковых и противомикробных препаратов. К примеру, издавна известно бактерицидное действие серебра, которое объясняется тем, что ничтожных концентраций иона серебра, которые появляются в воде при ее помещении в серебряную посуду, достаточно для угнетения активности тиолсодержащих ферментов микроорганизмов. Известны лекарственные средства и среди комплексов других металлов (например, соединения цинка уже давно применяются в, дерматологии как противомикробные средства). Растет интерес медиков к использованию комплексонов для поддержания металло-лигандного гомеостаза и выведения из организма ионов токсичных металлов. Увеличение уровня промышленного производства и связанное с ним загрязнение окружающей среды привело к резкому росту числа отравлений ионами тяжелых металлов - мышьяка, кадмия, ртути, свинца, стронция, бериллия, таллия. Для того, чтобы выполнять функцию антидотов при отравлении тяжелыми металлами, комплексоны должны отвечать ряду требований. Во-первых, они должны быть нетоксичными. Во-вторых, комплексоны не должны подвергаться разложению или какому-либо изменению в биологической среде. Их антидотное действие зависит от прочности образующегося металлокомплекса, что, в свою очередь, определяется величиной константы нестойкости соответствующих комплексов. Исходя из этой величины, можно установить степень химического сродства отдельных катионов к тем или иным комплексонам, а значит, предвидеть возможность избирательного связывания. Одновременно необходимо учитывать, что эффективность комплексонов в отношении токсичных металлов зависит не только от стабильности образуемого комплекса металл-хелат, но и от прочности связи извлекаемого металла с биокомплексами организма. Еще одна перспективная для медицины группа комплексонов принадлежит к семейству полициклических хелатирующих реагентов - криптандов, с которыми катионы металлов координируются таким образом, что ион оказывается "спрятанным" в циклической полости лиганда. Изображенный выше представитель криптандов высокоселективен по отношению к катиону стронция. Высокой степенью комплексообразования отличается также фитин - сложный органический препарат, представляющий собой смесь кальциевых и магниевых солей инозитфосфорных кислот. Его получают из конопляных жмыхов. Фитин полностью защищает животных, отравленных смертельными дозами свинца. Фитин - совершенно безвредный лечебный препарат, он может быть использован и при отравлении ионами других металлов. Комплексоны и их комплексы применяют при лечении различных металлоизбыточных и металлодефицитных состояний, связанных с заболеваниями, которые вызываются нарушениями обмена кальция, железа, меди и др. (рахит, психические заболевания, профилактика радиационных поражений и т.д.).

60. Реакция комплексообразования

Природа химической связи в комплексных соединениях. Образование многих комплексных соединений можно в первом приближении объяснить электростатическим притяжением между центральным катионом металла и анионами или полярными молекулами лигандов. Наряду с силами притяжения действуют и силы электростатического отталкивания между одноименно заряженными (или, в случае полярных молекул, одинаково ориентированными) лигандами. В результате образуется наиболее устойчивая группировка атомов (ионов), обладающая минимальной потенциальной энергией. В настоящее время существует несколько подходов к квантово-механическому описанию строения комплексных соединений. Теория кристаллического поля основана на представлении об электростатической природе взаимодействия между центральным ионом и лигандами. Однако, в отличие от простой ионн (… теории, здесь учитывается различное пространственное расположение d-орбиталей и связанное с этим различное изменение энергии d -электронов центрального атома, вызываемое их отталкиванием от электронных облаков лигандов.

61. Номенклатура комплексных соединений

К основным типам комплексных соединений относятся следующие: 1. Аммиакаты - комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например: [Си(NН₃)4]SО ₄, [Со(NН₃)₆]С1з, [Рb(NН₃)₆]СL. Известны комплексы, аналогичные аммиакатам, в которых роль лиганда выполняют молекулы аминов: СН₃ЫН ₂ (метиламин), С₂Н₅4Н₂ (этиламин), NН₂СН₂СН 2NН₂ (этилендиамин, условно обозначаемый Еn) и др. Такие комплексы называют аминатами. Аквакомплексы - в которых лигандом выступает вода: [Со(H₂0)₆]С1₂, [А1(Н₂О)₆]С1₃, [Сг(Н₂О)₆]С1₃ и др. Находящиеся в водном растворе гидратированные катионы содержат в качестве центрального звена аквакомплекс. В кристаллическом состоянии некоторые из аквакомплексов удерживают и кристаллизационную воду, например. [Си(Н₂О)₄]8О₄-Н₂О, [Fе(Н₂О)₆]SО₄-Н₂О. Кристаллизационная вода не входит в состав внутренней сферы, она связана менее прочно, чем координированная, и легче отдается при нагревании. Ацидокомплексы. В этих комплексах лигандами являются анионы. К ним относятся комплексы типа двойных солей, например, К ₂ [PtCl], К4 [Fе(СN)₆] (их можно представить как продукт сочетания двух солей - РtСL₄-2КС1, Fе(СN)₂-4КСN и т. д.), комплексные кислоты - Н₂ [SiF_б], Н₂ [СоС1₄], гидроксокомплексы-Ма ₂ [Sп(ОН)"], Ма₂ [Sп(ОН)₆]и др. Между этими классами существуют переходные ряды, которые включают комплексы с различными лигандами. Приведем переходный ряд между аммиакатами и ацидокомплексами платины(П): [Рt(NН₃)₄]С1₂, [Рt(NН₃)₃С1]С1, [Рt(NH₃)₂С1₂], К [Рt(NH₃)С1₃], К₂ [РtС1₄]. Циклические, или хелатные (клешневидные), комплексные соединения. Они содержат би - ли полидентатный лиганд, который как бы захватывает центральный атом подобно клешням рака В этих комплексах символом М обозначен, а стрелкой - донорно-акцепторная связь. К группе хелатов относятся и внутрикомплексные соединения, в которых центральный атом входит в состав цикла, образуя ковалентные связи с лигандами разными способами: донорно-акцепторным и за счет неспаренных атомных электронов. Комплексы такого рода весьма характерны для аминокарбоновых кислот. Простейший их представитель - аминоуксусная кислота (глицин) NН₂СН ₂СООН - образует хелаты с ионами Си ²⁺, Р1²⁺, Rh³+.

62. Константа нестойкости и устойчивости комплексных ионов

Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами и легко отщепляются в водном растворе. Эта диссоциация называется первичной, она протекает почти нацело, по типу диссоциации сильных электролитов. Лиганды, находящиеся по внутренней сфере, связаны с центральным атомом значительно прочнее и отщепляются лишь в небольшой степени. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации. Например, диссоциацию комплекса [Аg(NН₃)₂]Сl Вторичная диссоциация характеризуется наличием равновесия" между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. В этом можно убедиться на основании следующих реакций. Если на раствор, содержащий комплексный ион [Аg(NН₃)₂]⁺, подействовать раствором какого-нибудь хлорида, то осадка не образуется,, хотя из растворов обычных солей серебра при добавлении хлоридов выделяется осадок хлорида серебра. Очевидно, концентрация ионов серебра в аммиачном растворе слишком мала, чтобы при. введении в него даже избытка хлорид-ионов можно было бы достигнуть величины произведения растворимости хлорида серебра (ПРд_§С 1 = 1,8-10~¹⁰). Однако после прибавления к раствору комплекса иодида калия выпадает осадок иодида серебра. Это доказывает, что ионы серебра все же имеются в растворе. Как ни мала их концентрация, но она оказывается достаточной для образования осадка, так как произведение растворимости иодида серебра АgI составляет только 1 * 10~¹⁶, т. е. значительно меньше, чем у хлорида серебра. Точно также при. действии сероводорода получается осадок сульфида серебра Аg₂ S. Диссоциация ионов [Ад(МН₃)2]⁺> согласно приведенному выше уравнению, как и диссоциация всякого слабого электролита, подчиняется закону действия масс и может быть охарактеризована соответствующей константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона. Константы нестойкости для различных комплексных ионов весьма различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Константы нестойкости, в выражения которых входят концентрации ионов и молекул, называются "концентрационными". Более строгими и не зависящими от концентраций и ионной силы раствора являются константы нестойкости, содержащие вместо концентраций активности ионов и молекул. В разбавленных растворах эти два различных выражения констант нестойкости совпадают друг с другом. Из приведенной формулы видно, что чем меньше концентрация продуктов распада, т. е. чем устойчивее комплекс, тем меньше его константа нестойкости. В последнее время для характеристики устойчивости комплексных соединений предпочитают пользоваться величиной, Обратной константе нестойкости, называемой константой устойчивости. Для иона [Аg(NН₃)₂]+.

63. Вода и её физико-химические свойства. Значение воды для биосферы и жизненности организмов. Человек и биосфера

Вода способна выполнять каталитические функции, на что уже давно обратили внимание. Например, сухой хлористый водород не реагирует с аммиаком и металлами. Металлический натрий не горит в сухом хлоре, а алюминий не взаимодействует с иодом, однако добавление воды вызывает бурную реакцию между ними. Таких примеров известно множество, и это позволяет считать воду самым универсальным катализатором. Далее, вода, с точки зрения кислотно-основных свойств, представляет собой истинный амфолит, так как содержит равное количество катионов водорода и гидроксильных анионов. Если о роли протона в химических реакциях уже было сказано, то здесь необходимо обратить внимание на значение аниона ОН-. Он выступает в качестве катализатора многих реакций в водных растворах, и в таком случае говорят о щелочном катализе. Вода вступает в химическое взаимодействие со многими простыми и сложными веществами. В частности, следует отметить ре-. акции гидролиза, идущие без изменения степеней окисления. Среди реакций гидролиза значимыми для биосистем являются гидролитические процессы с солями, входящими в состав биосред, а также гидролиз полипептидов, липидов, нуклеотидов. Обратимый гидролиз молекулы аденозинтрифосфата (АТФ) является ключевой реакцией биоэнергетики. Еще одно важное свойство воды - ее донорная активность, вырванная присутствием у атома кислорода неподеленных электронных пар. Это приводит к тому, что все катионы переходных металлов в том числе и биокатионы железа, меди, цинка и др., если они (не связаны с белками или другими органическими биомолекулами, биосредах представляют собой аквокомплексы. Окислительно-восстановительные превращения воды определяется двумя полуреакциями. О значении первой из них уже сказано, а вторая может проис-'ходить в тканях, если окислители будут обладать большей величиной редокс-потенциала, чем его значение для второй полуреакции Вода в биосредах находится частично в виде ассоциатов с неорганическими ионами и биомолекулами - белками, углеводами и др. Иными словами, все биомолекулы окружены гидратными оболочками. Такая вода называется связанной водой. Ее количество обычно составляет около 40 %. Остальная вода представляет собой ассоциированную водородными связями подвижную структуру. При этом идет непрерывный обмен между молекулами связанной и свободной воды. При патологических процессах (воспалительных явлениях, образовании раковых клеток и др.) это соотношение меняется, а, следовательно, должны меняться и физические свойства биосред.

64. Общая характеристика S-элементов

К жизненно необходимым макроэлементам относятся з-эле-менты первого (водород), третьего (натрий, магний) и четвертого (калий, кальций) периодов, а также р-элементы второго (углерод, азот, кислород) и третьего (фосфор, сера, хлор) периодов. Большинство остальных S- и р-элементов первых трех периодов (АL, Si, Ве и др.) физиологически активны. Расположенные в больших периодах S- и р-элементы редко выступают в качестве незаменимых. Исключение составляют s-элементы - калий, кальций, р-элемент - йод. К физиологически активным относят некоторые s- и р-элементы четвертого и пятого периодов, например, мышьяк, селен, бром. S-элементы первой группы склонны к образованию связей с атомом кислорода, все они находятся в растворе в виде гидратированных ионов Э⁺(Н 2О)_Х. Сходство лития с натрием обусловливает их взаимозамещаемость, причем, как правило, они являются синергистами. Рубидий и цезий по физико-химическим характеристикам ближе к калию, поэтому в организме они также могут замещать друг друга. S -Элементы второй группы входят в состав биомолекул, связываясь через атом кислорода с анионами фосфорной, угольной и карбоновых кислот. Магний в организме по преимуществу находится внутри клеток, где образует соединения с белками и нуклеиновыми кислотами, содержащие связи Мg-N и Мg-О. Сходство физико-химических характеристик ионов Ве ²⁺ и Мg²⁺ обусловливает их взаимозамещаемость в таких соединениях. Это объясняет, в частности, ингибирование магнийсодержащих ферментов при попадании в организм бериллия, следовательно, бериллий - антагонист магния. Кальций, в основном находящийся в составе костной ткани, по своим свойствам близок к стронцию и барию, поэтому эти ионы могут замещать его в костях. При этом наблюдаются как случаи синергизма, так и антагонизма.

65. Общая характеристика p-элементов

р-Элементы третьей группы в микроколичествах входят в состав биомолекул, связываясь с атомами кислорода или азота. Так, известен антибиотик борамицин, в котором реализуется донорно-акцепторное взаимодействие между атомами азота и бора. р-Элементы четвертой группы входят в состав биомолекул, связываясь с атомами разных элементов. Углерод в биомолекулах образует, полимерные цепи углерод-углерод и прочно соединяется с водородом, кислородом, азотом, серой, селеном и иодом.

Прочие элементы этой группы (кремний, германий, олово, свинец) образуют предпочтительно связи с атомом кислорода, а свинец и с серой. Различие в прочностях перечисленных выше связей элементов этой группы обусловливает отсутствие аналогий в их физиологических функциях. Склонность свинца давать прочную связь с атомом серы определяет его токсическое действие. р-Элементы пятой группы также входят в состав биомолекул, образуя связи с атомами многих элементов. Для азота в биомолекулах характерны связи с углеродом и водородом. Фосфор связывается через кислород, мышьяк, сурьма и висмут - через кислород и серу. Это определяет малое сходство азота с фосфором, а также отличие этих элементов от мышьяка, сурьмы и висмута. Наоборот, склонность мышьяка, сурьмы и висмута к связыванию с серой белков, определяет их токсичность и в целом - синергизм в поведении в живых системах. р-Элементы шестой группы образуют в биомолекулах связи с различными элементами.

Однако сильноэлектроотрицательный кислород резко отличается по физико-химическим характеристикам от серы и селена, в то время как они сходны по свойствам и выступают в качестве синергистов. р-Элементы седьмой группы - бром и хлор обычно находятся в организме в виде гидратированных галогенид-ионов, а фтор и иод -в связанном состоянии. Фтор связывается с металлами в труднорастворимые соли (Са, Мg, Fе).

По электроотрицательности и склонности к координации с биогенными элементами фтор резко отличается от других галогенов, поэтому он мало участвует в замещении ионов хлора, брома и иода. Три последних элемента близки по свойствам и могут замещать друг друга в организме. Йод с его невысокой электроотрицательностью в организме образует ковалентные соединения со связью С-l.

Размещено на Allbest.ru