Щелочные растворы:рН > 7

Отрицательный логарифм концентрации гидроксидных ионов называется рОН и равен рОН = -lgс(OH-). Следовательно, рН + рОН = 14, отсюда рН = 14 - рОН; рОН = 14 - рН.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача № 1. Вычислить с(Н+) для растворов, в которых

с(ОН-)= 10-4моль/л и с(ОН-)= 10-11 моль/л.

ДАНО:

с(ОН-)= 10-4моль/л

с(ОН-)= 10-11моль/л

с(Н+) = ?

Эталон решения.

с(Н+) • с(ОН-) = 10-14

с(Н+) = 10-14 / с(ОН-)

с(Н+)= 10-14 / 10-4 = 10-10 моль/л

с(Н+)= 10-14 / 10-11 = 10-3 моль/л.

Задача №2. Вычислить рН растворов, в которых с(Н+) равно:

А) 2 • 10-4 моль/ л; б) 5 • 10-6 моль/л;

В) 9 • 10-9 моль/л.

ДАНО:

с(Н+) = 2 • 10-4 моль/ л

с(Н+) = 5 • 10-6 моль/ л

с(Н+) = 9 • 10-9 моль/ л

рН = ?

Эталон решения.

рН = - lg с(Н+)

а) рН = -lg(2 •10-4) = 4 - 0,3 = 3,70; рН = 3,70.

б) рН = - lg (5 •10-6) = 6 - 0,69 = 5,31; рН = 5,31.

в)рН = - lg (9 •10-9) = 9 - 0,95 = 8,05; рН = 8,05.

Ситуационные задачи

1.Вычислить с(Н+) и рН раствора при с(ОН-) = 10-5 моль/л.

Ответ:

рН = 9 с(Н+) = 10-9моль/л.

2. c(Н+) применяемого в медицине препарата гидрокарбоната натрия равна 5·10-2 моль/л. определите рН этого раствора.

Ответ: рН = 11,31

3. рН желудочного сока и крови больного равны соответственно 3,0 и 8 соответственно. Определить с(Н+) желудочного сока и крови.

Ответ: c(Н+)=10-3 моль/л и 10 -8 моль/л

Тестовые вопросы

1.Произведение концентрации ионов водородных и гидроксидных ионов равно

а) 7 б) 14 в) 10-7 г) 10-14

2. Как изменяется концентрация водородных ионов в воде при добавлении кислот?

а) концентрация ионов водорода повышается;

б) концентрация ионов водорода уменьшается;

в) концентрация ионов водорода не изменяется;

г) концентрация ионов водорода повышается, а затем понижается;

3. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в 0,001молярном растворе HCl?

а) 10-2 б) 10-3 в) 10-4 г) 10-11

4. Рассчитайте концентрацию гидроксид ионов в 0,001молярном растворе HCl?

а) 10-2 б) 10-3 в) 10-4 г) 10-11

5. Рассчитайте величину рН в 0,01молярном растворе HCl?

а) 2 б) 3 в)11 г)12

6. Рассчитайте величину рОН в 0,01молярном растворе HCl?

а) 2 б) 3 в)11 г)12

7. Согласно протолитической теории к основаниям относят:

а) вещества способные присоединять протон;

б) вещества способные отдавать протон;

в) вещества способные как присоединять, так и отдавать протон;

г) доноры протонов.

Согласно протолитической теории к кислотам относят:

а) вещества способные присоединять протон;

б) вещества способные отдавать протон;

в) вещества способные как присоединять, так и отдавать протон;

г) акцепторы протонов.

Определить с(ОН-) если с(Н+) = 10-3.

а) 10-5 б) 10-11 в) 10-12 г) 10-6

10. Определить рН если c(ОН-) равен 10-5:

а) 5б) 9в) 6г) 10

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15

15.1 Колориметрическое определение рН растворов

При определении рН растворов безбуферным методом пользуются ящиком Михаэлиса, который состоит из:

четырех склянок с исходными индикаторами нитрофенола;

универсального индикатора, имеющего зону перехода рН (1-10) с цветной таблицей;

четырех рядов эталонов в запаянных пробирках;

фарфоровой чашечки или предметного стекла, стеклянных палочек и пипеток;

компаратора с 6-ю гнездами и пробирками.

Выполнение работы. Определение рН с помощью пробирок Михаэлиса сводится к следующему: 1) при помощи универсального индикатора и цветной шкалы определяют приблизительное значение рН желудочного сока. Для этого несколько капель желудочного сока помещают на предметное стекло и смачивают с окраской цветной шкалы, по которой определяют приблизительное значение рН желудочного сока;

2) из ящика Михаэлиса выбирают индикатор так, чтобы найденное приблизительное значение рН раствора находилось внутри зоны перехода окраски индикатора;

3)в пробирки такого же диаметра, как и эталонные, наливают 0,6 мл желудочного сока и добавляют 0,1 мл выбранного индикатора и смешивают их;

4)вставляют в компаратор, сравнивают окраску пробирки с желудочным соком с пробирками - эталонами, содержащими тот же индикатор. Совпадение интенсивности окраски свидетельствует о равенстве рН растворов и эталона.

Подобным образом можно определить рН и сделать выводы о состоянии здоровья больного.

Задачи для самостоятельного решения

1. Какие выводы можно сделать о здоровье человека, если рН желудочного сока у него оказался равным 0,5?

2. Определить рОН раствора, если с(Н+)= 10-6.

3. Определить рН раствора, если рОН = 4.

4. Какое значение рН имеет ацетатная буферная система?

15.2 Свойства буферных растворов

Цель занятия: Научиться прогнозировать механизм действия буферных растворов в биологических системах, а также количественно рассчитывать и экспериментально определять рН буферных растворов.

Значимость изучаемой темы. Знание свойств буферных систем и умение применять их для решения конкретных практических задач в медицинской практике совершенно необходимо, так как эти системы играют важную роль в поддержании кислотно-основного равновесия в организме. Они регулируют кислотность крови, клеточной и межклеточной жидкости и т.д., обеспечивая тем самым оптимальные условия для проявления высокой активности ферментов и гормонов. Нормальное значение рН крови в живом организме 7,36. Он поддерживается как бикарбонатной буферной системой, так и мощными системами - гемоглобиновым и оксигемоглобиновым буфером, которые составляют 75% всей буферной емкости крови. Система оксигемоглобин-гемоглобин поддерживает постоянство рН крови в артериях. В моче, пищеварительном соке важен фосфатный буфер.

Исходный уровень знаний

Закон действия масс;

Химическое равновесие; смещение химического равновесия.

Ионное произведение воды; водородный показатель;

Теория сильных и слабых кислот и оснований.

Способы выражения концентрации растворов.

Учебный материал для самоподготовки

В.Н.Алексеев. Количественный анализ. М., 1972, стр. 280

К.А.Селезнев. Аналитическая химия., М., 1973, стр.30.

И.К.Цитович. Курс аналитической химии. М.,1985, стр.31.

С.С.Оленин, Г.Н.Фадеев. Неорганическая химия. М,1979,стр.135.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

1. Буферные системы

2. Уравнение Гендерсона - Гассельбаха

3. Механизм буферного действия

Буферная емкость и ее значение

Значение буферных систем в медицине

7. Лабораторная работа

Блок информации

Буферные системы.

Буферными системами называют растворы, обладающие способностью достаточно стойко сохранять постоянство концентрации ионов водорода как при добавлении небольшого количества сильной кислоты или щелочи, так и при разведении. Они по составу бывают 2 основных типов:

Системы, состоящие из смеси слабой кислоты и ее соли;

Системы, состоящие из смеси слабого основания и ее соли.

Например:

СН3СООН + СН3СООNa - первый тип;

NH4OH + NH4CI- второй тип;

KH2PO4+ K2HPO4-третий тип;

рН буферных смесей можно рассчитать по уравнению Гендерсона - Гассельбаха. рН=рКк-ты -lgс(к-ты) / с(соли) - для кислотного буфера.

рН=14 - рКосн. + lg с(осн.) / с(соли) - для щелочного буфера.

При добавлении к буферам небольших количеств сильных кислот или щелочей их рН практически не изменяется, так как сильная кислота (щелочь)заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты, добавляемая щелочь заменяется эквивалентным количеством соли по уравнению:

СН3СООНСН3СООН

+ HCl Увеличивается+ NaCl

СН3СООNaСН3СООNa

Уменьшается

При этом часть СН3СООNa переходит в СН3СООН. Вследствие этого ионы водорода полностью связываются в слабую уксусную кислоту и не происходит увеличения с(Н+) и рН. А при добавлении щелочи к этой системе:

СН3СООНСН3СООН

+ NaOH Уменьшается + Н2О

СН3СООNaСН3СООNa

Увеличивается

Гидроксильные ионы связываются с протоном уксусной кислоты. Поэтому концентрация с(ОН-) не увеличивается, вследствие этого рН остается почти неизменным.

Разведение буферных систем до 100 раз мало отражается на их рН, так как происходит уменьшение концентрации обоих компонентов в одинаковой степени. Как это видно из приведенных выше уравнений, величина отношения с(кисл.) / с(основ.) и концентрации соли не изменяется.

Способность буферных систем удерживать рН является, в конечном счете, ограниченной способностью и определяется количеством добавляемых к ним кислот или щелочей. Она зависит от концентрации буфера. Способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды измеряется буферной емкостью. Это миллиграммовая масса эквивалента сильной кислоты или щелочи, которую следует добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить его рН на единицу. С ростом концентрации составляющих буфер кислоты (щелочи) и соли увеличивается буферная емкость системы. Таким образом, рН буферной смеси зависит только от соотношения компонентов и Кдисс. слабой кислоты или основания, а буферная емкость зависит от соотношения компонентов и их концентрации.

В организме человека большую роль играет белковый буфер, состоящий из протеина (Pt) и его соли, образованной сильным основанием:

Pt-СООН + Pt-СООNa

При поддержании рН крови важную роль выполняют гемоглобиновый, оксигемоглобиновый и бикарбонатный буфер- Н2СО3 + NaHCO3

В моче и соке пищеварительных желез большую роль играет фосфатный буфер- NaH2PO4 +Na2HPO4

Буферные системы важны для нормальной жизнедеятельности живого организма.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача № 1. Определить рН ацетатной буферной системы, состоящей из 0,1 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л ацетата натрия при одинаковых соотношениях компонентов.

ДАНО:

с(CH3COOH)= 0,1 моль/л

с(CH3COONa)=0,1 моль/л

K CH3COOH=1,8 • 10-5

рН = ?

Эталон решения.

По уравнению Гендерсона-Гассельбаха.

рН = рКк-ты - lg ск-ты/ссоли

рК= - lg 1,8 • 10-5 =5 - lg 1,8 = 4,75

рН =4,75 - lg 0,1/0,1=4,75

Ответ:

рН = 4,75

Задача № 2. Определить рН ацетатной буферной системы с концентрацией компонентов 0,1 моль/л после добавления 0,01 моль/л растворов НСl и NaOH.

ДАНО:

с(CH3COOH)= 0,1 моль/л

с(CH3COONa)= 0,1 моль/л

с(HCl)= 0,01 моль/л

с(NaOH)= 0,01 моль/л

рН =?

Эталон решения:

После прибавления HCl концентрация кислоты станет равной 0,11 моль/л, а соли - 0,09 моль/л

рН = 4,76 - lg 0,11 / 0,09 = 4,66; ?рН = 4,75 - 4,67 = 0,09

После добавления NaOH, концентрация кислоты станет равной 0,09 моль/л, а соли - 0,11 моль/л

рН = 4,75 - lg 0,09 / 0,11 = 4,88; ?рН = 4,75 - 4,84 = - 0,13

Ответ:

После добавления кислоты рН буферной системы уменьшится на 0,09 единиц, а после добавления щелочи рН увеличится на 0,13 единиц.

Задача № 3. Определить рН аммиачной буферной системы с концентрацией компонентов 0,5 моль /л после разведения водой в100 раз.

ДАНО:

с(NH4OH)= 0,5 моль/л

с(NH4Cl)= 0,5 моль/л

V(H2O)= 100мл

рН = ?

Эталон решения:

После разведения водой концентрация компонентов станет равной 0,005 моль/л.

рН = 14 - рОН = 14 - 4,75 + lg 0,005/0,005 = 9,25

Ответ:

рН = 9,25 После разведения водой в 100 раз рН буферной системы не меняется, т.к. концентрация компонентов уменьшается в одинаковое число раз.

Ситуационные задачи

1. В крови в большой концентрации присутствует бикарбонатный буфер. Рассчитайте, изменится ли рН буферной системы, состоящей из 0,1 моль/л H2CO3+NaHCO3при одинаковом соотношении компонентов при разведении ее водой в 100 раз; при добавлении 0,01 моль/л растворов НСI и NaOH К(Н2СО3)=4,5 · 10-7.

Ответ: при одинаковом соотношении компонентов рН = 6,3;

после добавления НСI рН = 6,29;

после добавления NaOH рН = 6,48.

После разведения водой рН значительно не меняется

Тестовые вопросы.

1. Какую функцию выполняют буферные системы в организме?

а) сохраняют постоянство осмотического давления

б) сохраняют постоянство рН биологических жидкостей

в) уменьшают рН крови

г) увеличивают рН биологических систем

2. Зависит ли рН буферной системы от соотношения компонентов?

а) да б) нет в) зависит от их агрегатного состояния

г) зависит от природы компонентов

3. Укажите наиболее правильное выражение:

рН буферных систем зависит от соотношения компонентов

буферная емкость зависит от соотношения концентрации компонентов

а) 1 б)1 и 2 в) 2 г) оба выражения не верны

По какой формуле определяется буферная емкость?

а) = С1 - С2/рН1 - рН0 б) = С/рН0 - рН1

в) = С/рН1 - рН0 г) = С1 - С2/ рН0

4. Какой процент буферной емкости крови составляет бикарбонатный буфер?

а) 50% б) 75% в) 25% г) 100%

5. В каких биологических жидкостях имеется наибольшее значение фосфатного буфера?

а) кровь б) моча в) моча и соки пищеварительных желез

г) сок пищеварительного тракта

6. Определите рН ацетатной буферной системы, концентрация компонентов которой равны соответственно 0,1 моль/л после разбавления в 100 раз.

а) 4,75 б) 4,95 в) 9,25 г) 9,55

7. При добавлении НСl к аммиачному буферу происходит взаимодействие с

а) СН3СООН б) СН3СООNa в) NaCl г) не взаимодействует

8. При добавлении NaОН к аммиачному буферу происходит взаимодействие с

а) СН3СООН б) СН3СООNa в) NaCl г) не взаимодействует

9. Изменится ли рН фосфатной буферной системы с концентрацией компонентов 0,5 моль/л при разведении в 10 раз?

А) не изменится б) изменится не значительно в) увеличится в 2 раза г)уменьшится в 2 раза

10. Какая буферная система поддерживает рН пищеварительного органа?

А) бикарбонатная б) аммиачная в) фосфатная г) ацетатная

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16

16.1 Приготовление буферных растворов и исследование их свойств

Для опытов использовать 0,1 моль/л растворы СН3СООNa и сн3СООН

Опыт №1. Приготовление буферных растворов.

В семь одинаковых пробирок налить растворы уксусной кислоты и ее соли в объемах, указанных в таблице, с записью опыта:

№ пробирки	Состав буферной смеси, мл	Расчетный рН смеси	Окраска после прибавления индикатора.
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.	9,0 7,0 5,0 3,0 1,0 0,5 0,2	1,0 3,0 5,0 7,0 9,0 9,5 9,8

Прибавить в каждую пробирку по три капли индикатора метилоранжа, перемешать, отметить в таблице окраску буферных смесей. Вычислить рН каждой смеси.

Опыт №2. Влияние разбавления на рН буферного раствора.

В пробирке приготовить буферную смесь, состоящую из 5,0 мл уксусной кислоты и такого же объема раствора ее соли. Перенести в другую пробирку 3,0 мл этой смеси и разбавить водой 6,0 мл.

В каждую пробирку добавить по 2 капли индикатора метилового красного. Какова окраска раствора? Сделайте выводы о влиянии разбавления на рН буферного раствора.

Опыт №3. Влияние кислоты и щелочи на рН буферного раствора.

В трех пробирках приготовить по 10 мл буферного раствора, состоящего из 5,0 мл СН3СООН и 5,0 мл раствора СН3СООNa.

Добавить в первую пробирку 5 капель раствора НСI , во вторую - 5 капель раствора NaОН (0,1 моль/л), в третью - 5 капель дистиллированной воды и в каждую по 2 капли индикатора метилоранжа. Отметьте окраску растворов. Сделайте выводы о влиянии небольших количеств кислот и щелочей на рН буферного раствора.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 17

17.1 Определение буферной емкости сыворотки крови

Методика работы: Отмерить в стакан 10,00 мл сыворотки крови и с помощью стеклянного электрода рН - метра определить ее рН (рНо). Пипеткой отмерить 3,0 мл раствора НСI С(НСI) = 0,025 моль/л и вылить в стакан. Определить рН сыворотки крови после добавления раствора НСI (рН1). Данные измерений внести в таблицу и вычислить буферную емкость сыворотки крови по следующей формуле:

№№ п/п	V (сыворотка крови)	рНо	РН1	В(сыв.кр)

Задачи для самостоятельного решения

1. Объясните механизм действия аммиачной буферной системы.

2. Определите рН буферной системы, состоящей из 100 мл уксусной кислоты_ с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и 200 мл ацетата натрия_ с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/ л. К (СН3СООН) = 1,75?105.

3. По какой формуле определяется рН аммиачной буферной системы?

4. Сколько грамм NH4CI необходимо добавить к 1 литру 1,0 моль/л раствора гидроксида аммония для получения буферного раствора с рН =9,5? Вычислить молярную концентрацию NH4CI.

Комплексные соединения

Цель занятия. Научиться системному подходу к определению возможностей применения и характеру образования продуктов реакции комплексообразования. Научиться прогнозировать образование комплексных соединений в биологических системах

Значимость изучаемой темы. Многие биохимические процессы в живых организмах протекают с участием комплексных соединений. Гемоглобин является комплексным соединением железа, витамин В12 - комплексным соединением кобальта и другие. Процессы комплексообразования следует учитывать при использовании лекарственных средств, так как многие из них, имея в своем составе металл - комплексообразователь, могут образовывать прочные комплексные соединения с биолигандами организма. Комплексные соединения применяются в медицине в качестве лекарственных препаратов. Например, соединения платины - антираковые препараты, замедляющие рост злокачественных опухолей. Купир - CuCl2· 2B6 - лечит туберкулез, гепатит; феррамид - комплекс железа с амидом никотиновой кислоты - анемии различной этиологии, коамид - комплекс кобальта с амидом никотиновой кислоты - способствует заживлению закрытых переломов, кобавит лечит гепатит и др.

Исходный уровень знаний:

Молекулярные и ионные уравнения реакций

Закон действия масс

Химическое равновесие

Жесткость воды

Учебные материалы для самоподготовки:

С.С.Оленин, Г.Н. Фадеев Неорганическая химия, М., 1979, стр 94

И.Н. Цитович Курс аналитической химии., М., 1985, стр. 57,263

И.А. Алексеев Количественный анализ., М.. 1972, стр. 336

И.А. Селезнев Аналитическая химия. М, 1973, стр 222

А.В. Бобков, Г.Н. Горшкова, А. М. Кононов Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., 1989, стр 231.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

Комплексные соединения.

Получение комплексных соединений

Координационная теория строения комплексных соединений А.Вернера

Классификация комплексных соединений

Внутрикомплексные соединения

Равновесие в растворах комплексных соединений

Константы устойчивости и неустойчивости комплексных соединений

Научное обоснование направления реакций комплексообразования

Значение комплексных соединений в медицине

11. Лабораторная работа

блок информации

Все химические соединения, встречающиеся в природе можно условно разделить на две группы:

Простые бинарные соединения или соединения первого порядка, в молекулах которых атомы связаны ионной или ковалентной связью.

Например: Н2О, NH3, H2SO4, Ca(NO3)2 и т.д.

Сложные соединения или соединения высшего порядка, которые образованы в результате взаимодействия более простых молекул или соединений первого порядка. Их также называют комплексными соединениями.

Например: FeCl3 + 6KCN K3 [Fe (CN)6] + 3KCl

FeCl2 +6КCN K4 [Fe (CN)6] + 2KCl

AgCl + 2NH4OH [Аg(NH3)2] Cl + 2H2O

Комплексными называются соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся сложные частицы (комплексные ионы), состоящие из центрального атома и окружающих его молекул или ионов-лигандов.

Комплексные соединения способны к самостоятельному существованию, как в кристалле, так и в растворе:

K3 [Fe (CN)6] 3K+ + [Fe (CN) 6]3-

K4 [Fe (CN)6] 4K+ + [Fe (CN) 6]4-

[Аg (NH3)2] Cl[Аg (NH3)2]+ + Cl-

Строение комплексных соединений определяет координационная теория, созданная в 1893 году шведским учёным Альфредом Вернером. Эта теория включает следующее:

Помимо главных валентностей, у атомов существует так же побочные валентности, которые проявляют себя при некоторых реакциях.

Насыщение главных валентностей лежит в основе образования соединений первого порядка, например простейших бинарных соединений типа: HCl, H2O, NH3, CaCl2 и т.д.

Насыщение побочных валентностей лежит в основе образования соединений высшего порядка, например продуктов сочетания соединений первого порядка типа

[NH4]Cl, K3[Fe (CN)6], K4[Fe (CN)6], [Al(H2O)]Cl3 и т.д.

В комплексных соединениях центральное место занимает ион -комплексообразователь или центральный ион. Как правило, центральным атомом является положительно заряженный ион металла, за исключением соединений [NH4]Cl, где центральным атомом является N-3.

Вокруг центрального атома координируются противоионы или полярные молекулы, называемые лигандами (аддендами). Лигандами могут быть нейтральные молекулы NH3, H2O, NO, CO, а так же кислотные остатки (анионы) CN-, CNS-, NO2-, Cl-, I-, CO32-, S2O32-, гидроксид ионы ОН- и другие.

Центральный атом или ион - комплексообразователь тесно связан с лигандами и образует внутреннюю сферу комплексного соединения.

Внешнюю координационную сферу составляют все ионы, непосредственно не связанные с центральным атомом и находящиеся за пределами внутренней координационной сферы.

Комплексная группировка, несущая избыточный положительный или отрицательный заряд (указываемый справа от квадратной скобки) называется комплексным ионом.

В зависимости от заряда комплексный ион может быть положительным, отрицательным, а также не иметь заряда.

Заряд комплексного иона (или нейтрального комплекса) есть алгебраическая сумма заряда центрального атома и зарядов лигандов.

число лигандов, координирующихся вокруг центрального атома, называется координационным числом данного комплексообразователя (за исключением многодентантных лигандов). Координационное число зависит от природы и геометрических размеров центрального атома и окружающих его лигандов. Оно варьируется в пределах от 1 до 12, причём наиболее часто встречающимся является 6 и 4.

Координационные числа для некоторых ионов комплексообразователей приведены в таблице:

Координационное число	2	4	6	8
Ион Комплексообразователь	Cu+ Ag+ Au+	Cu+, Co2+ Hq2+, N·Pb2+, Rt2+, Zn2+	Fe2+, Fe3+ Co3+,Cr3+ Al3+,M2+ Pt4+	Ca2+ Sr2+ Ba2+

Следовательно, зная заряд иона комплексообразователя и лигандов, координационное число центрального атома, внешнесферный ион и его заряд можно написать строение комплексного соединения.

классификация комплексных соединений.

I. Комплексные соединения классифицируют в соответствии с типом образующих их лигандов:

1) Комплексы, содержащие молекулярные монодентантные лиганды. Представителями этого класса комплексных соединений являются:

а) гидраты - лигандами служат только молекулы воды (акво - комплексы) например: [Ca( H2O)6]Cl2, [Cr(H2O)6]Cl3

б) аммиакаты - лигандами являются только молекулы аммиака. Например: [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4.

в) карбонилы металлов - лигандами являются молекулы монооксида углерода

[Fe(CO)5], [V(CO)6].

2. Комплексы, содержащие ионные лиганды или ацидокомплексы, в которых лигандами являются кислотные остатки (анионы)

а) гидроксокомплексы - лигандами являются гидроксильные группы. Например: [А1 (OH)6]Cl3, [Zn(OH)4] Cl2

б) ацидокомплексы - лигандами являются кислотные остатки К4 [Fe(СN)6] Различают также комплексы в зависимости от природы кислотного остатка

фторокомплексы - K2[BeF4], Na3[AlF6].

цианокомплексы - K3[Fe(CN)6] и т.д.

в) Смешанные комплексы - соединения, в которых содержатся несколько разных лигандов.

Например: [Pt(NH3)2Cl2], [Co(NH3)4 (H2O)2]Cl2.

II. Комплексные соединения классифицируются также по заряду комплексного иона.

Если заряд комплексного иона положительный - катионный комплекс [Ag(NH3)4]Cl, [Cu(H2O)4] SO4.

Если заряд комплексного иона отрицательный - анионный комплекс Na2[K2Br4].

Если комплексный ион не имеет заряда - нейтральный комплекс [Pt(Me3)2Cl2], [Co(NO6)(NH3)2]

III. Циклические комплексные соединения, образуемые полидентантными лигандами, составляющие группу так называемых хелатных комлплексов.

Например: трис (этиландиамин) кобальт (III) хлорид.

Как правило, химическая связь между центральным атомом и лигандами в комплексных соединениях обусловлена донорно-акцепторным взаимодействием. В этих соединениях лиганды являются донорами электронных пар, так как имеют свободные неподеленные пары электронов, а центральный атом - акцептором этих пар, так как имеет свободные орбитали для размещения этих электронов.

Внутрикомплексные соединения.

Особо важное место занимают внутрикомплексные соединения, так как многочисленные металлопротеиды, белковая часть которых связана с ионами металлов, построены по этому типу.

Внутрикомплексные соединения являются одной из разновидностей циклических или так называемых хелатных комплексных соединений. Они характеризуются донорно-акцеторными и ковалентно-полярными или ионными связями между лигандами и комплексообразователем.

Лиганды, являясь полидентантными, содержат одновременно две и более группировок:

Способные к образованию ковалентно-полярных связей за счет реакций обмена: -COOH, -NH2,-NH, -OH, -HS и некоторые другие.

Доноры электронных пар: N, >NH, >CO, - S - и др.

Лиганды внутрикомплексных соединений называют комплексонами. К ним относятся аминополикарбоновые кислоты и их производные, аминоуксусная кислота (глицин), этилендиаминтетрауксусная кислота и ее двунатриевая соль, называемая трилоном Б.

Na OOCH2C CH2COOН

N - CH2 - CH2 - N

HOOCH2CCH2COONa

и другие.

Рассмотрим процесс образования внутрикомплексного соединения на примере взаимодействия аминоуксусной кислоты с ионом меди.

O=C-O O-C= O

2H2N - CH2 - COOH + Cu2+ Cu +2H+

H2C-NH2 NH2-CH2 + 2H+

В полученном соединении ион Cu2+ с двумя кислотными остатками аминоуксусной кислоты связан четырьмя связями: две из них - обычные ионные связи, образовавшиеся в результате замещения в двух карбоксильных группах ионов водорода на ион Cu2+, а две другие за счет донорно-акцепторного взаимодействия неподеленных пар электронов двух аминогрупп H: N: H со свободными орбиталями иона меди. Первые две связи обозначены сплошной чертой, а две другие - стрелкой.

Примером внутрикомплексных соединений также являются комплексные соединения комплексона III (трилона Б) с ионами металлов

OOCH2СCH2СOONa

N - CH2 - CH2 - N

NaOOCH2CCH2СOO

Во внутрикомплексных соединениях ионы металлов с помощью двух разных связей оказываются как бы зажатыми клешней, а иногда несколькими такими клешнями и при переходе комплексного соединения в раствор они не сохраняют своих прежних свойств.

Внутрикомплексные соединения комплексона III с различными металлами имеют разную окраску, поэтому эти соединения приобрели большое значение для аналитической химии.

На их применении основан метод количественного определения ионов металлов, называемый комплексонометрическим методом, введенный в 1945 году в аналитическую химию ученым Г.Шварценбахом.

Комплексонометрический метод широко применяется для количественного определения катионов многих металлов: Ca2+, Mg2+, Sr2+, Zn2+, Ni2+, Pb2+, Cu2+, Al3+, Fe3+ и др., а косвенно для анализа некоторых анионов: SO42-, PO42-, F- и др.

Внутрикомплексные соединения играют очень большую роль в жизнедеятельности организма, так как сложные молекулы гемоглобинов (Мг?67000), осуществляющие перенос диатомного кислорода от легких к тканям, содержащие в своем составе так называемые простетические (небелковые) группы, или гемы, представляют собой внутрикомплексные соединения.

Хлорофиллы, имеющие большое значение для жизни растений, также являются внутрикомплексными соединениями, в которых комплексообразователем являются ионы магния. Внутрикомплексными соединениями являются также молекулы многих ферментов, в которых роль комплексообразователя играют атомы таких металлов, как железо, цинк, кобальт, молибден, медь и марганец.

Рановесие в растворах комплексных соединений.

В водных растворах комплексные соединения диссоциируют. Первичная диссоциация протекает полностью по типу диссоциации сильных электролитов:

[Ag(NH3)2] Cl[Ag(NH3)2] + + Cl-

Диссоциация внутренней координационной сферы характеризуется наличием равновесия между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами, которое подчиняется закону действия масс и характеризуется константой равновесия, называемой константой неустойчивости комплексного иона:

[Ag(NH3)2]+Ag+ + 2NH30

-8

Кнеуст. служит мерой устойчивости комплекса. Чем устойчивее комплекс, тем меньше значение его константы неустойчивости. В настоящее время часто используют для оценки устойчивости комплексов константу устойчивости, величину, обратную Кнеуст.:

в

Логарифм этой величины весьма удобен для сравнения устойчивости ряда комплексных соединений, так как представляет целые числа:

lgв

Значения Кнеуст., в, lgв приводятся в справочниках. Пользуясь значением Кнеуст. координационных соединений, можно предсказать направление реакций, протекающих с образованием и разрушением комплексных соединений. Реакция направляется всегда в сторону образования соединений с наименьшим значением Кнеуст.

Например:

К [Ag(NH2)2]-=1,5·10-3

К [Ag(H3)2]+=6,8·10-8

К [Ag(СN)2]-=1·10-21

Поскольку [Ag(СN)2]- имеет наименьшую Кнеуст., первые два комплекса взаимодействуют с КСN с образованием цианидного соединения по уравнению:

[Ag(NO2)2]- + 2CN-[Ag(CN2)2]- + 2NO2-

[Ag(NH3)2]++ 2CN-[Ag(CN2)2]- + 2NН3-

Также может иметь место реакция:

[Ag(NO2)2]- + 2NН3[Ag(NН3)2]+ + 2NO2-

А с аммиаком это соединение не взаимодействует, так как Кнеуст. [Ag(NO2)2]- меньше, чем Кнеуст. [Ag(NН3)2]+.

Обучающие задачи и эталоны их решения.

Задача № 1. Определите заряды следующих комплексных ионов, укажите среди них катионные, анионные и нейтральные комплексы.

А)[Cо(NH3)5Cl]Б) [Cr(NH3)4 PO4]В) [Ag(NH3)2]

Г) [Cr (OH)6]Д) [Co(NH3)3(NO2)3]Е) [Cu(H2O)4]

Эталон решения.

А) заряд иона кобальта равен +3, заряд молекулы аммиака равен нулю, заряд иона хлора -1. Находим алгебраическую сумму зарядов ионов, входящих во внутреннюю сферу: (+3) + (0)·5 + (-1) = +2 Заряд комплексного иона +2, катионный комплекс. -[Cо(NH3)5Cl]+2

Б Cr) = (+3), PO4 = (-3)

(+3) + (0) 4 + (-3) = 0 нейтральный -[Cr (NH3)4 PO4]

В) Ag = (+1), NH3 = (0).

(+1) + (0)·2 = +1 катионный -[ Ag (NH3)2]+

Г) Cr = (+3), ОН = (-1)

(+3) + (-1)·6 = -3анионный -[Cr (ОН)6]3-

Д) Cо= (+3), NH3= 0 NО2= (-1)

(+3) + (0)·3 + (-1)·3 = 0нейтральный -[Cо(NH)3(NО2)3]

Е) Cu = (+2), Н2О = (0).

(+2) + (0)·4 = +2 катионный - [Cu (H2O)4]2+

Задача №2. Установите, в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами указанных веществ. Напишите уравнения реакций.

А) К[Ag(CN)2]- + NH30

Б) К[Ag(NО2)2]- + NH30

Эталон решения.

А) Константа неустойчивости иона комплекс [Ag(NH3)2]+ равна 6,8·10-8, иона [Ag(CN)2]- равна 1,1х10-21. Таким образом, комплекс [Ag(CN)2]- более прочный. Поэтому взаимодействие его с N H3 не произойдет.

Б) Константа неустойчивости иона Ag(NH3)2+ равна 6,8х10-8, иона [Ag(NО2)2]- - 1,5·10-3, иона. В этом случае более прочный комплекс [Ag(NH3)2]+. Реакция взаимодействия их осуществляется: [Ag(NО2)2]- + 2NH30 = Ag(NH3)2+ + 2NO2- Задача 3 Вычислите концентрацию ионов Аg в 0,1 М растворе Ag(NH3)2NO2, содержащем в избытке 1,0 моль/л NH3.

Дано:

сAg(NH3)2NO3=0.1 моль/л

с(NH3)=1,0 моль/л

Кнеуст. =9,3 10-8

с(Ag+)=?

Эталон решения:

Уравнение диссоциации комплексного соединения в растворе:

Ag(NH3)2NO3= Ag(NH3)2++NO3- (1)

Ag(NH3)2+= Ag++2NH30 (2)

В избытке NH3 равновесие (2) смещается влево и количеством NH3, образующимся при диссоциации (2) можно пренебречь, т.е. считать с(NH3)=1,0 моль/л.

Кнеуст.=с(Ag+) с2(NH30) / с(Ag(NH3)2+)

Из того выражения находим концентрацию Ag+:

с(Ag+)= Кнеуст. с(Ag(NH3)2+) / с2(NH30)=9,3 10-8 0,1 / 12 =9,3 10-9моль/л

1) К2[Pt(Cl4)] ;2) [Pt(NH3)2Cl2] ; 3) [Pt(NH3)3Cl]Cl

Напишите выражения константы неустойчивости для координационных соединений кобальта, многие из которых используются в медицине в качестве модельных соединений:

1) (NH4)2[Co(SCN)4] ;2) Na3[Co(No2)6];3) [Co(NH3)6]Cl ;

3. Охарактеризуйте, согласно координационной теории А.Вернера, следующие комплексные соединения: Na3[Co(No2)6]; [Ag(NH3)2]Cl; Na3[Co(No2)6]

Ситуационные задачи

1. Из раствора комплексного соединения PtCl4 6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор в виде хлорида серебра, из раствора соли PtCl4 3NH3 - только часть входящего в её состав хлора. Напишите координационные формулы солей, определите координационное число платины в каждой из них.

Из раствора соединения PtCl4 6NH3 нитрат серебра осаждает все ионы хлора, следовательно, все четыре иона хлора находятся во внешней сфере. Формула этого комплексного соединения Pt(NH3)6Cl4 .

Из раствора соли PtCl4 3NH3 осаждается только 1/4 часть входящих в его состав ионов хлора. Следовательно, один ион хлора находится во внешней сфере, остальные три иона хлора - во внутренней сфере. Соединение соответствует формуле Pt(NH3)3 Cl3Cl . Координационное число платины в обоих соединениях равно 6.

2. Написать тип связи между центральным атомом и лигандами

Ответ: донорно-акцепторный.

3. Укажите центральный атом, его степень окисления, лиганды, координационное число и заряд комплексного иона следующего соединения [Cu(NH3) (OH)2]

Ответ Cu; +2; NH3; 4, 12

Тестовые вопросы

Укажите заряд комплексного иона Ag(SO4)2

а) +1; б) -3; в) +2; г) -2

2. Укажите анионный комплекс

а) Zn+2 (NH3)2Cl- б) Al+3 (NO3-)5

в) Pb+4(OH)6 г) Cr+3(H2O)5Cl

3. Назовите комплексное соединение Na2(Sn(OH)4)

а) гексогидроксостаннат(IV) натрия

б) гексогидроксостаннат (VI) натрия

в) тетрагидроксостаннат(II) натрия

г) гексогидроксостаннит (VI) натрия

4. Укажите заряд комплексного иона HgJ4

а) +2 б) +3 в) -2 г) -3

5.Лиганды - это:

а) доноры электронной пары

б) акцепторы электронной пары

в) кислоты

г) амфолиты

6. Укажите координационное число центрального атома в комплексном соединении Pt (NH3)2Cl2

а) 2; б) 3; в)4; г) 5

Назовите комплексное соединение Pt (NH3)2Cl2

а) дихлорплатинат

в) хлордиаминоплатинат (II(II)

б) дихлордиаминоплатинат(II))

г) диаминохлорплатинат (II)

8. Чему равен заряд комплексообразователя и координационное число в комплексном соединении Pt(NH3)3Cl3Cl?

а) +2,4; б) +2,6; в) +4,4; г) +6,6

9. К какому типу относятся данные комплексные соединения

соответственно Nа3Co(NO2)6, Cr(H2O)6 Cl3 , Ag(NH3)2 Cl

а) ацидокомплекс, аммиачный комплекс, аквокомплекс

б) аквокомплекс, ацидокомплекс, аммиачный

в) аммиачный комплекс, ацидокомплекс, аквокомплекс

г) ацидокомплекс, аквокомплекс, аммиачный комплекс

10.Укажите комплексообразователь, его степень окисления, лиганды, координационное число центрального атома в соединении: Pt(NH3)2Cl2

а) Pt, +4, Cl-, 4

б) Cl, +4, К+, 2

в) Pt, +2, Cl-, (NH3 4

г) Cl, +2, К+, 4

11.Какова химическая связь в комплексном соединении между центральным атомом и лигандами?

а) ионная

б) донорно-акцепторная

в) ковалентная полярная

г) ковалентная неполярная

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 18

18.1 Образование комплексных соединений и исследование их свойств

Опыт 1. Образование комплексного иона.

К растворам солей Ag+, Cu2+, Zn2+ добавить по каплям раствор NаОН. Полученные осадки гидроксидов растворить в избытке реактива NН4ОН. Образуются комплексные соединения - аммиакаты соответствующих катионов. К полученным растворам комплексов добавить раствор щелочи. Выпадают ли осадки гидроксидов металлов? Написать уравнения реакций образования аммиакатов.

Опыт 2. Образование комплексного аниона.

А) В пробирку внести 5 капель раствора Нg(NО3)2, добавить 2 капли раствора добавить КJ. Наблюдать образование осадка. КJ до его полного растворения. Написать уравнения реакций.

Б) К растворам солей Zn2+, Al3+ , Cr3+ добавить раствор NаОН. Образующиеся осадки гидроксидов растворить в избытке реактива. Написать уравнения реакций образования гидроксокомплексов.

Опыт 3. смещение равновесия реакций комплексообразования.

А) В пробирку поместить 5 капель раствора АgNО3 и 3 капли раствора NaCl. Написать уравнение реакции.

Б) К полученному осадку АgCl добавить 10 капель раствора NН4ОН. Написать уравнение реакции растворения.

В) к полученному раствору добавить 10 капель раствора НNО3. Написать уравнение реакции образования осадка АgCl.

Опыт 4. Устойчивость комплексных соединений.

К раствору соли FеCl3 добавить раствор NН4SCN. Отметить окраску образовавшегося раствора. Добавить раствор NаF. Объяснить происходящее явление. Кнеуст. [Fе (SCN)6]3-= 5,9·10-4;

Кнеуст. [Fе F6]3-= 3,6·10-7.

Опыт 5. Обменные реакции в растворах комплексных соединений.

К раствору соли FеCl3 добавить раствор К4[Fе(CN)6]. Отметить цвета образовавшихся осадков, написать уравнение реакций их образования. В отдельной пробирке смешать по несколько капель растворов К4[Fе(CN)6] и К3[Fе(CN)6]. Почему в этом случае осадок не образуется?

Задачи для самостоятельного решения

1. Напишите выражения константы неустойчивости для следующих координационных соединений Na3[Co(No2)6]; К4[Fе(CN)6] ; Na3[Co(No2)6]. 2. Охарактеризуйте согласно координационной теории А.Вернера следующие комплексные соединения Pt(NH3)3Cl3Cl, Pt(NH3)2Cl2.

Укажите, в каком случае произойдет взаимодействие между растворами указанных веществ:

А) K[Ag(CN)2] + NH3

Б) K[Ag(NO)2] + NH3

Методы комплексонометрического титрования.

Цель занятия: Научиться на основе знания закономерностей протекания реакций комплексообразования _ количественно определять содержание ионов металлов в биожидкостях, в частности определять общую жесткость воды.

Значимость изучаемой темы.

Методы комплексонометрического титрования широко применяются в медико-биологических исследованиях при проведении клинических, санитарно-гигиенических анализов, анализе фармацевтических и лекарственных препаратов. Разработаны методики определения более 80 элементов. В живых организмах этим методом определяют присутствие кальция, магния и др. катионов в биологических жидкостях, органах. В санитарно-гигиеническом анализе его используют для установления общей жесткости воды. Реакции комплесообразования с использованием в качестве лигандов комплексонов используются в медицине для лечения отравлений тяжелыми металлами путем выведения их из организма в виде растворимых комплексных соединений.

Исходный уровень знаний.

1.Условия образования комплексных соединений;

2.Устойчивость комплексных ионов;

2.1. константы неустойчивости комплексных соединений;

Определение направления реакций комплексообразования;

Жесткость воды: временная, постоянная, общая;

Способы устранения временной и постоянной жесткости воды.

Учебный материал для самоподготовки:

4.Н.А.Алексеев. Количественный анализ. М., 1972, стр. 336

Н.А.Селезнева. Аналитическая химия. М., 1973, стр.222

И.К.Цитович. Курс аналитической химии. М., 1985, стр.263

А.В.Бабков, Г.Н.Горшкова, А.М.Кононов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., 1978, стр.151.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

Теоретические основы метода комплексонометрического титрования:

1.1. внутрикомплексные соединения;

Теоретические основы лабораторной работы:

3.1. уравнение химической реакции;

3.2. принцип действия индикатора;

3.3. методика выполнения работы;

3.4. расчетные формулы;

3.5. оформление экспериментальных данных;

3.6. выводы из результатов анализа;

Применение метода комплексонометрического титрования в медицине;

Жесткость воды и способы ее устранения.

Хелатотерапия

6. Лабораторная работа

блок информации.

Метод комплексонометрического титрования.

В основе метода комплексонометрического титрования лежат реакции образования внутрикомплексных соединений ионов металлов с комплексонами, в частности, с наиболее широко применяемым комплексоном III. Комплексон III - ЭДТА - двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты:

НООСН2ССН2СООNа

N - СН2 - СН2 - N·2 н2о

NаООСН2ССН2СООН

Внутрикомплексные соединения комплексона III с ионами металлов образуются за счет замещения ионов водорода карбоксильных групп и образования координационной связи с атомами азота. Комплексные соединения, как правило, отвечают соотношению металл: лиганд = 1:1.

ООСН2С СН2СООNа

N - СН2 - СН2 - N

NаООСН2С СН2СОО

Комплексон III образует со многими катионами достаточно прочные и растворимые в воде внутрикомплексные соединения (соли), что позволяет его использовать для количественного их определения. Точку эквивалентности в методе определяют с помощью металл-индикаторов, которые являются органическими красителями, образующими с катионами металлов окрашенные комплексные соединения, менее прочные, чем комплексы тех же катионов с комплексоном III. Например, индикатором при определении ионов кальция и магния является слабая органическая кислота эриохром черный т:

H3Ind Н++ H2Ind2Н++ HInd2- 3Н++ HInd3-

рН< 3 - красный; рН 7-11 - синий; рН>12 - желто-оранжевый.

При титровании солей комплексоном III в присутствии эриохрома черного Т протекают следующие реакции:

При рН = 10 эриохром черный Т образует с ионами Са2+ и Мg2+ окрашенный вишнево-красный комплекс:

Hind2- + Са2+Саind- + H+

вишнево-красный

При титровании солей кальция и магния комплексоном III ионы металлов в последующем образуют бесцветные прочные комплексы:

Са2+ + [Hг]2-[Са г]2- + 2Н+

бесцветный

Когда все свободные ионы кальция и магния будут связаны комплексоном III в прочные комплексы, последний будет связывать эти катионы из малопрочных комплексов Саind-, Мg ind- в очень прочные комплексы [Са г]2-, [Мgг]2-:

[Саind]- + [Н2 г]2- + ОН-[Са г]2- + Hind2- + Н2О

вишнево-красныйбесцветный синий

В эквивалентной точке раствор изменит вишнево-красную окраску на синюю с зеленоватым оттенком.

18.2 Жесткость воды и способы ее устранения

В природе чистая вода не встречается: она всегда содержит большое количество солей кальция и магния. Жесткость воды - совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са2+ и катионов Мg2+.

Если концентрация этих катионов велика, то воду называют жесткой, если мала - мягкой. Именно они придают специфические свойства природным водам. При стирке белья жесткая вода ухудшает качество тканей и требует повышенной затраты мыла которое расходуется на связывание катионов Са2+ и Мg2+

2 С17Н35СОО- + Са2+ =(С17Н35СОО)2Са

2 С17Н35СОО- + Мg2+ =(С17Н35СОО)2Мg

и пена образуется лишь после полного освобождения этих катионов. Правда некоторые синтетические моющие средства хорошо моют и в жесткой воде, так как и кальциевые и магниевые соли легко растворяются.

В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи невкусны. Очень плохо заваривается чай и вкус его теряется. В то же время в санитарно - гигиеническом отношении эти катионы не представляют опасности, хотя при большом содержании катионов магния Мg2+ вода горьковата на вкус и оказывает послабляющее действие на кишечник человека.

Жесткая вода непригодна для использования в паровых котлах: растворенные в ней соли при кипячении образуют на стенках котлов слой накипи, который плохо проводи теплоту. Это вызывает перерасход топлива, преждевременный износ котлов, а иногда, в результате перегрева котлов и аварии. Жесткость воды вредна для металлических конструкций, трубопроводов, кожухов охлаждаемых машин. Катионы кальция Са2+ обуславливают кальциевую жесткость, а катионы магния Мg2+ - магниевую жесткость воды. Общая жесткость складывается из кальциевой и магниевой, т.е. из суммарной концентрации в воде катионов Са2+ и Мg2+.

Различают жесткость карбонатную и некарбонатную. Карбонатной называется жесткость, присутствием той части катионов Са2+и Мg2+, которая эквивалентна содержащимся в воде гидрокарбонатным ионам НСО3-. Иными словами, карбонатная жесткость вызвана присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. При кипячении гидрокарбонаты разрушаются, а образующиеся малорастворимые карбонаты выпадают в осадок, и общая жесткость уменьшается на значение карбонатной жесткости. Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью. При кипячении катионы кальция Са2+ осаждаются в виде карбоната кальция:

Са2++2НСО3- = + Н2О + СО2

а катионы магния Мg2+ - в виде основного карбоната или в виде гидроксида магния (при рН>10,3):

2Мg2+ + 2НСО3- + 2ОН- = (МgОН)2СО3 + Н2О + СО2+

(гидроксид-ионы ОН- образуются за счет взаимодействия ионов НСО3- с водой:

НСО3- + Н2О = Н2СО3 +ОН-).

Остальная часть жесткости, сохраняющаяся после кипячения воды, называется некарбонатной. Она определяется содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. При кипячении эти соли не удаляются, а поэтому некарбонатную жесткость называют также постоянной жесткостью.

Количественно жесткость воды характеризуется степенью жесткости.

Рассмотрим количественную характеристику жесткости воды. Степень жесткости воды вырахается по-разному. В нашей стране её выражают числом миллиэквивалентов (мэкв) катионов Са2+ или 12,16 мг/л катионов Мg2+, содержащихся в 1л воды. Так как 1 мэкв жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л катионов Са2+ или 12,16 мг/л катионов Мg2+, то согласно определению, общую жесткость воды Ж (в мэкв/л) можно вычислить по формуле

Ж=

где [Са2+] [Мg2+] - концентрации ионов Са2+ и Мg2+, мг/л.

Основы хелатотерапии.

Распределение ионов металлов в биосредах определяется как прочностью образующихся комплексов металлов с лигандами, так концентрациями этих лигандов. Поступление, метаболизм, накопление и выделение катионов металлов регулируется специальной системой элементарного гомеостаза. Нарушение металлолигандного гомеостаза возможно из-за поступления катионов токсичных металлов, из-за дефицита или избытка катионов биометаллов и т.д.

Для поддержания металлолигандного гомеостаза и выделения из организма ионов токсичных металлов в медицине сложилось специальное направление, имеющее отношение к использованию комплексонов для связывания металло-лигандного баланса - хелатотерапия.

Например, при попадании в организм ионы Cd2+ с ферментом карбоангидразой образуют более устойчивое комплексное соединение, и поэтому вытесняют ион Zn2+, входящий в состав фермента из организма. в результате фермент полностью теряет активность.

Для выведения из организма иона токсического элемента в организм вводят лиганды, которые образуют более устойчивые комплексы с последними.

Лиганды, применяемые в хелатотерапии называются антидотами (противоядие). Они содержат множество различных функциональных групп, которые способны образовывать с ионами неорганогенных элементов устойчивые пяти- и шестичленные хелаты. Эти свойства антидотов обуславливают способность к образованию устойчивых комплексных соединений.

Клиническое проявление токсического действия неорганогенных элементов проявляется в течение 8-12 часов после острого отравления. Защитное действие антидотов зависит от скорости их введения в организм.

В медицине широкое применение нашли такие антидоты как унитиол, димеркапрол (БАЛ), димеркаптоянтарная кислота, пенициламин, ауринтрикарбоновая кислота, этилендиаминтетрауксусная кислота и ее двунатриевая соль, пентацин и др.

В некоторых случаях для выделения из организма тяжелых металлов используют макроциклические лиганды, например, криптанды. Преимущество этих антидотов заключается в том, что они образуют устойчивые комплексные соединения с определенными металл-ионами, т.е. их действие избирательно. Например, антидот криптанд с биоактивными ионами Zn2+ и Са2+ не образует комплексные соединения, а с ионами неорганогенных элементов, такими как Cd2+, As3+, образует очень устойчивые комплексные соединения и выводит их из организма.

В медицине для лечения отравлений, вызванных увеличением в организме количества ионов неорганогенных элементов, возможно применение одновременно двух и более различных антидотов.

Обучающие задачи и эталон их решения.

Задача №1.Константы неустойчивости комплексных ионов [Са г]2- = 2х10-11, [Мgг]2-= 2х10- 9. Установите какая из нижеприведенных реакций осуществляется в первую очередь при титровании Са2+ и Мg2+ при совместном присутствии в растворе. (Считать устойчивость комплексов Са2+ и Мg2+ с индикатором одинаковой).

Эталон решения.

Константа неустойчивости [Са г]2- меньше, чем [Мgг]2- т.е. этот комплексный ион более прочный, и комплексон III в первую очередь будет взаимодействовать с Саind-, связывая ионы Са2+:

Са ind-+[Н2 г] 2-+ОН-[Са г]2-+Н ind 2-+Н2О

Мg ind-+[Н2 г] 2-+ОН-[Мg г]2-+Н ind 2-+Н2О

Задача №2.На титрование 50,00 мл воды в присутствии эриохрома черного Т затрачено 4,86мл 0,5050 моль/л раствора комплексона III. Рассчитайте жесткость анализируемой воды.

Дано:

V (компл.III) = 4,86мл

с (компл.III) = 0,05050 моль/л

V (Н2О) = 50,00 мл

...