Шпаргалки по "Неорганической химии"

Несмотря на указанные  выше недостатки, использо–вание понятия  степени окисления удобно при  класси–фикации химических соединений и составлении урав–нений окислительно-восстановительных  реакций.

При окислении элемента степень  окисления увели–чивается, иначе  говоря, восстановитель при реакции  повышает степень окисления.

Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает  степень окисления.

Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных  реакций: окисли–тельно-восстановительными реакциями называ–ются реакции, протекающие с изменением степени  окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

28. Окислители  и восстановители 

Для прогноза продуктов и  направления окислительно-восстановительных  реакций полезно помнить, что  типич–ными окислителями являются простые  вещества, атомы которых имеют  большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA– и VIIA-групп). Из них наиболее сильные  окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5). К важ–ным окислителям  относятся PbO₂ , KMnO₄ , Cа(SO₄)₂ , К₂Сr₂O₇ , HClO, HClO₃, КСIO₄, NaBiO₃, H₂SO4_(конц), HNO_3(конц) , Na₂O₂ , (NH₄)₂S₂O₈ , КСIO₃ , H₂O₂ и другие вещества, кото–рые содержат атомы с высшей или высокой СО.

К типичным восстановителям  относятся простые ве–щества, атомы  которых имеют малую ОЭО < 1,5 (метал–лы IA– и IIA-групп и некоторые  другие металлы). К важ–ным восстановителям  относятся H₂S, NH₃, HI, KI, SnCl₂ , FeSO₄ , C, H₂ , CO, H₂SO₃ , Cr₂(SO₄)₃ , CuCl, Na₂S₂O₃ и дру–гие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

Вещества, содержащие атомы  в максимальной и ми–нимальной степенях окисления, могут быть соответст–венно  только окислителями, например К₂Сг₂O₇ , КМпO₄ , PbO₂ , HClO₄ или только восстановителями, например NH₃ , H₂S, HI.

Вещества, содержащие атомы  в промежуточных сте–пенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления, т. е. могут быть как восстановителя–ми (при действии более активного, чем они, окислителя), так и окислителями (при действии более активного, чем они, восстановителя). Такие вещества проявляют оки–слительно-восстановительную  двойственность.

При составлении уравнений  окислительно-восстано–вительных реакций  можно применять два метода: метод  электронного баланса и ионно-электронный  метод (ме–тод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных  процессах в растворах 28б дает ионно-электронный метод. С помощью  этого метода прогнозируют изменения, которые претер–певают реально  существующие в растворе ионы и моле–кулы.

Помимо прогнозирования  продуктов реакции, ион–ные уравнения  полуреакций необходимы для пони–мания окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе  и в гальванических эле–ментах. Этот метод отражает роль среды как  участни–ка процесса. И наконец, при  использовании этого ме–тода  необязательно заранее знать  все образующиеся вещества, так как  многие из них получаются при со–ставлении уравнения окислительно-восстановитель–ных реакций.

Следует иметь в виду, что хотя полуреакции отра–жают  реальные процессы, идущие при окислительно-восстановительных  реакциях, их нельзя отождествлять  с реальными стадиями (механизмом) окислительно-восстановительных реакций.

На характер и направление  окислительно-восстано–вительных реакций  влияют многие факторы: природа реагирующих  веществ, реакция среды, концентрация, температура, катализаторы.

Следует иметь в виду, что отрицательное значение не всегда приводит к однозначному решению  о реаль–ном протекании реакции  в данном направлении, так как  дополнительно необходимо учитывать  кинетиче–ский фактор.

29. Биологическое  значение окислительно-восстановительных  процессов 

Окислительно-восстановительными реакциями называются химические процессы, сопровождающие–ся переносом электронов от одних молекул или ионов  к другим.

При окислительно-восстановительных  реакциях про–текают два взаимосвязанных  процесса: окисление и вос–становление.

Окислением называется процесс  потери электронов. Восстановлением  – процесс присоединения элект–ронов.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электро–ны, называются восстановителями. Вещества, атомы  или ионы которых присоединяют электроны (или оття–гивают к себе общую  пару электронов), называются окислителями.

В реакции цинка с CuSO₄ Cu₂ + присоединяют элект–роны:

Си²⁺ + 2^е־ – Си⁰ .

Атомы цинка отдают электроны:

Zn⁰ – Zn² + 2^e־.

Соответственно, CuSO⁴ – окислитель, Zn – восста–новитель.

Важными процессами в животных организмах яв–ляются реакции ферментативного  окисления веществ-субстратов: углеводов, жиров, аминокислот. В резуль–тате  этих процессов организмы получают большое количество энергии. Приблизительно 90% всей по–требности взрослого мужчины  в энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при  окисле–нии углеводов и жиров. Остальную  часть энергии – ~10% дает окислительное  расщепление аминокислот.

Биологическое окисление  протекает по сложным механизмам при участии большого числа фермен–тов. В митохондриях окисление происходит в резуль–тате переноса электронов от органических субстратов. В качестве переносчиков электронов в дыхательную  цепь митохондрий входят различные  белки, содержа–щие разнообразные  функциональные группы, которые предназначены  для переноса электронов. По мере про–движения по цепи от одного интермедиата к другому  электроны теряют свободную энергию. На каждую пару электронов, переданных по дыхательной цепи кислоро–ду, синтезируются 3 молекулы АТФ. Свободная энергия, высвобождающаяся при переносе 2 электронов на кислород, составляет 220 кДж/моль.

На синтез 1 молекулы АТФ  в стандартных условиях расходуется 30,5 кДж. Отсюда ясно, что довольно значи–тельная  часть свободной энергии, выделяющейся при переносе одной пары электронов, запасается в молеку–лах АТФ. Из этих данных становится понятной и роль многостадийной передачи электронов от исходного вос–становителя к  кислороду. Большая энергия (220 кДж), выделяемая при переносе одной пары электронов к кис–лороду, разбивается  на ряд порций, соответствующих отдельным  стадиям окисления. На трех таких  стадиях количество выделяющейся энергии  примерно соот–ветствует энергии, необходимой  для синтеза 1 моле–кулы АТФ.

Окислительно-восстановительные  реакции лежат в основе методов  оксидиметрии, которые применя–ются в клиническом анализе для  определения в крови ионов  Са, мочевой кислоты, ферментов каталазы и пе-роксидазы, сахара, а в санитарно-гигиеническом  – для определения окисляемости воды, содержания актив–ного хлора  в хлорной извести, остаточного  хлора в хозяйственноопитьевой  воде

30. Химическая  связь и ее экспериментальные  характеристики 

Разработка современной  модели атома и предска–зание  на ее основе свойств индивидуальных атомов – очень важное достижение квантовой механики. Однако в земных условиях редко встречаются изолированные  атомы. Окружающие нас тела неживой  и живой природы состоят из разнообразных молекул.

А. М. Бутлеров (1828—1886) создал теорию химиче–ского строения органических веществ (1861г.). С этого времени  в химию начинают постепенно входить  поня–тия «валентность» и «химическая  связь».

Валентностью называется способность атома при–соединять  определенное число других атомов с  обра–зованием молекулы.

Валентность обозначается черточками у символа эле–мента. Водород (Н) – одновалентный, кислород (0= ) –  двухвалентный. Число валентных  черточек определяет число химических связей, которые данный атом может  образовывать с другими атомами.

Химической связью называется совокупность взаи–модействий между  электронами и ядрами, приводя–щих  к соединению атомов в молекулу.

Свойства химической связи  изучают различными ме–тодами. С  помощью химических методов определяют число связей атомов (валентность) и  их реакционную способность.

С помощью физических методов  определяют длину, прочность, ориентацию и полярность химических связей.

Длиной химической связи  г_с называется величина, измеряемая расстоянием между ядрами связываемых атомов.

В качестве единицы измерения  длины химической свя–зи г_с удобно использовать пикометр (пм): 1 пм = 10^-12 м.

Прочность химической связи  Е_с – величина, из–меряемая энтальпией ΔЕ_с образования связи.

В качестве единицы измерения  прочности хими–ческой связи  Е_с используется кДж/моль.

Ориентация химической связи  а_с – величина, из–меряемая углом между направлениями связей данно–го атома с соседними атомами молекулы. Угол ас на–зывается валентным.

Единица измерения валентного угла а_с – градус.

Полярность химической связи  μ_с – величина, из–меряемая электрическим моментом данной связи.

Электрический момент для  двух электрических за–рядов +q и  ־q, равных по абсолютному значению и про–тивоположных по знаку, равен μ = qr, где r – расстояние между зарядами. Такие два заряда образуют электриче–ский диполь.

Химическая связь поляризуется, когда связываются 2 атома с разной электроотрицательностью (ОЭО). В результате на атоме с большим значением  ОЭО возникает избыточный отрицательный  заряд –δ, а на другом атоме с  меньшим значением ОЭО – избы–точный  положительный заряд +δ. Полярность связи рассчитывается по формуле:

μ_с = δr_с.

В качестве единицы измерения  полярности химиче–ской связи удобно использовать внесистемную еди–ницу Дебай (D) – 1 D = 3,3 х 10-30 Кл/м. Полярность О—Н связи в молекуле воды равна  μ_он = 1,5 D.

Изучение химической связи  показало, что в большин–стве случаев  длина, прочность, ориентация, поляр–ность  одной и той же химической связи  в разных соеди–нениях имеют приблизительно одинаковые значения. Отсюда следует, что взаимодействия, приводящие к  образованию данной связи между  атомами, имеют одинаковую природу  в разных молекулах. Квантово-механические теории химической связи дают объясне–ние  этому факту.

31. Водородная  связь. 

Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь

Химические связи в  молекулах обычно очень прочны, их энергия находится в пределах 100—150 кДж/моль. Кроме этого, существуют так называемые водородные связи, прочность  которых составляет 10—40 кДж/моль. Длина  этих связей соответственно 270—230 пм.

Водородной связью между  атомами Э_А и Э_В назы–вается взаимодействие, осуществляемое атомом во–дорода, соединенным с Э_А или Э_В химической связью.

Изображение водородной связи  в общем случае имеет вид:

Э_А—Н ...Э_в..

Очевидно, что водородная связь трехцентровая, так как  в ее образовании принимают участие 3 атома. Для возникновения такой  связи необходимо, чтобы атомы  Э_А и Э_В обладали большой электроотрицательностью. Это атомы наиболее отрицательных элементов: азота (ОЭО = 3,0), кислорода (ОЭО = 3,5), фтора (ОЭО = 4,0) и хлора (ОЭО = 3,0). Водородная связь образуется в результате комбинации ls—AO водорода и двух 2р-АО атомов Э_А и Э_В; 2р-орбитали ориентированы вдоль одной прямой. Поэтому водородная связь линейная.

Водородная связь называется:

1) внутримолекулярной, если  атомы Э_А и Э_В , соединен–ные этой связью, принадлежат одной и той же мо–лекуле;

2) межмолекулярной, если  атомы Э_А и Э_В находятся в разных молекулах.

Внутримолекулярные водородные связи играют важ–нейшую биологическую  роль, так как определяют, на–пример, спиральную структуру полимерных молекул  белков. В белках это связи N—Н…О между амино–кислотными остатками. Не менее важны межмолекулярные  водородные свя–зи. С их помощью  соединены цепи нуклеиновых кислот, образующих двойную спираль. Здесь  имеются два типа связей между  нуклеиновыми основаниями – N—H—N и N—Н—О.

Средняя кинетическая энергия  теплового движения молекул имеет  значение порядка 3/2RT. При температу–ре человеческого тела 37°С (310 °К) это  составляет око–ло 4 кДж/моль. Прочность  водородных связей находит–ся в пределах 10—40 кДж/моль, поэтому они достаточно прочны, чтобы выдерживать постоянные удары окру–жающих молекул и  обеспечивать постоянство формы  полимерных биологических структур. Вместе с тем при ударах активных молекул водородные связи периоди–чески  разрываются, затем вновь восстанавливаются, обеспечивая протекание различных процессов жизне–деятельности.

Рассмотренные примеры наглядно иллюстрируют бо–лее широкий круг применения метода МО ЛКАО, чем метода ВС. Тем не менее метод ВС может  успешно ис–пользоваться для  прогнозирования свойств и строения многих веществ, и в том числе  комплексных соединений.

32. Макро– и  микроэлементы в среде и в  организме человека 

Существуют различные  классификации химиче–ских элементов, содержащихся в организме человека. Так, В. И. Вернадский в зависимости  от среднего содер–жания (массовой доли w, %) в живых организмах делил элементы по декадной системе. Согласно этой клас–сификации элементы, содержащиеся в живых орга–низмах, делят на три группы: макро-, микро– и ультра–микроэлементы.

Макроэлементы

Это элементы, содержание которых  в организме вы–ше 10^-2%. К ним относятся кислород, углерод, водород, азот, фосфор, сера, кальций, магний, натрий и хлор.

Микроэлементы

Это элементы, содержание которых  в организме на–ходится в пределах от-10^-3 до 10^-5%. К ним относятся йод, медь, мышьяк, фтор, бром, стронций, барий, ко–бальт.

Ультрамикроэлементы

Это элементы, содержание которых  в организме ниже 10^-5%. К ним относятся ртуть, золото, уран, торий, радий и др.

В настоящее время ультрамикроэлементы  объеди–няют с микроэлементами  в одну группу. Эта класси–фикация отражает только содержание элементов  в живых организмах, но не указывает  на биологиче–скую роль и физиологическое  значение того или ино–го элемента.