«Комплексные соединения» курса «Общая и неорганическая химия». Комплексные соединения играют важную роль в природе и технике, прежде всего, это ферментативные и фотохимические процессы, icon

«Комплексные соединения» курса «Общая и неорганическая химия». Комплексные соединения играют важную роль в природе и технике, прежде всего, это ферментативные и фотохимические процессы,


6 чел. помогло.
Смотрите также:
Конспект лекции по дисциплине «Химия» на тему: «Комплексные соединения» для студентов 1 курса...
Тема урока : Комплексные соединения...
Синтез комплексного соединения pt(II) с 1,10- фенантролином и...
Элективный курс по химии «Комплексные соединения»...
Общая и неорганическая химия...
Общая и неорганическая химия...
Николай Фёдорович Фёдоров проект соединения церквей печатается по...
Общая и неорганическая химия...
Программа дисциплины «Неорганическая химия» Введение...
Рабочая программа дисциплина «общая и неорганическая химия» Специальность: 280202...
Стратегическими целями предприятия в области финансов являются обеспечение его ликвидности и...
Работа с семьей в библиотеке...



Загрузка...
скачать


МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА

И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

ГЛАВНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ,

НАУКИ И КАДРОВ

УО “ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ”


КАФЕДРА ХИМИИ


ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ


Лекция: Комплексные соединения

Для студентов сельскохозяйственных специальностей




Гродно 2008

УДК: 546 (076.5)

ББК 24.1 Я 73

Р 13


Рецензент: кандидат сельскохозяйственных наук, доцент С.А. Тарасенко


Апанович, З.В.


Р 13

Лекция «Комплексные соединения» по курсу «Общая и неорганическая химия » для студентов сельскохозяйственных специальностей / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ , 2008. – 37 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме « Комплексные соединения» курса «Общая и неорганическая химия». Комплексные соединения играют важную роль в природе и технике, прежде всего, это ферментативные и фотохимические процессы, перенос кислорода в биологических системах, тонкая технология редких металлов, каталитические реакции и т.д. Координационные свойства проявляются всеми элементами периодической системы.


УДК: 546 (076.5)

ББК 24.1 Я 73

Рекомендовано межфакультетской методической комиссией факультета защиты растений 28 ноября 2007 г. (протокол № 2).

© УО «Гродненский государственный аграрный университет»,2008

© Апанович З.В.,2008


Содержание:


Стр.


1. Координационная теория Вернера………… 3


2. Основные типы комплексных соединений

соединений. Важ­нейшие бионеорганические

комплексы. …………………………………… 7


^ 3. Номенклатура комплексных соединений… 13


4. Изомерия. ……………………………………… 14


5. Природа химических связей в комплексных

со­единениях…………………………………… . 15


6. Устойчивость комплексных соединений…… 21




Вопрос 1

Координационная теория Вернера

К 90-м годам прошлого столетия был накоплен боль­шой материал по особой  группе молекулярных соедине­ний, состав которых нельзя объяснить с  позиций класси­ческой теории валентности.  Соединениями первого по­рядка или валентно-насыщенными соединениями,  называются соединения типа BF3, CH4, NH3, CO2 и др., в которых элемент  проявляет свою обычную максимальную валентность.  Соединениями высшего порядка, валентно-ненасыщенными, называются  соединения, которые получаются при взаимодействии соединений первого  порядка друг с другом.



Швейцарский химик ^ Альфред Вернер, один из основателей химии  комплексных соединений, Лауреат Нобелевской Премии, в 1893 году  предложил теорию соединений высшего порядка, позволившую понять  строение и некоторые свойства комплексных соединений.  Силы притяжения существуют не только между атомами, но и между
 молекулами. Комплексными, называются соединения, в узлах кристаллов которых  находятся комплексы, способные к самостоятельному существованию в  растворе.

Роль комплексообразователя может играть любой элемент периодической  системы.

K [PF6]; K3 [PO4]; K3 [PS4]

Лиганды могут занимать в координационной сфере одно или несколько  мест, т.е. соединяться с центральным атомом посредством одного или  нескольких атомов. По этому признаку различают монодентантные, бидентантные, полидентантные лиганды. Комплексы с полидентантными  лигандами называют хелатными. Образование хелатных комплексов используется при умягчении жесткой воды и растворении камней в почках; важнейшую роль играют в аналитической практике, производстве металлов.

 К комплексным соединениям Вернер относил наиболее устойчивые соединения высшего порядка. Вернер высказал предложение, что любой элемент после насыщения его обычных валентностей, способен проявлять еще и дополнительную валентность - координационную, за счет чего и образуются соединения высшего порядка.

Основу координационной теории Вернера составляют следующие положения:

  1. Центральное место в комплексных соединениях занимает  комплексообразователь - обычно положительно заряженный ион (чаще всего  металл)

  2. Вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды (старое  название адденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные  молекулы.

  3. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного  соединения.

  4. Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю  сферу комплексных соединений.

Согласно общепринятым обозначениям внутренняя сфера при написании  отделяется от внешней квадратными скобками.

Так соединение [Cu(NH3)4]Cl2 может быть изображено:



  Рассмотрим строение комплексного иона [Cu(NH3)4]2+ с точки зрения метода валентных связей

 1) электронная формулы атома и иона меди



2)   электронная схема атома и иона меди




В пределах валентного слоя у иона меди имеются пустые орбитали,  которые и играют роль акцепторов электронных пар. 4s и 4p орбитали иона Cu+2 образуют 4 гибридные sp³ орбитали. Перекрывание орбиталей центрального атома с орбиталями молекул  аммиака можно упрощенно изобразить следующим образом:



 Чаще всего роль комплексообразователей выполняют катионы переходных металлов ( d-элементы, f-элементы, реже s и p).  Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, называется  координационным числом. Чаще встречаются координационные числа 2, 4 и  6, что соответствует наиболее симметричной геометрической  конфигурации комплекса – линейной (2), тетраэдрической (4), октаэдрической (6).

 Способность к комплексообразованию уменьшается в следующем порядке: f > d >p >>s.

Координационные числа некоторых ионов-комплексообразователей:

Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду внешней  сферы, но противоположен ему по знаку, и определяется как  алгебраическая сумма зарядов комплексообразователя и лигандов. Известно очень  много комплексных соединений, гораздо больше, чем других  неорганических соединений.


Вопрос 2


Классификация их основывается на различных принципах.

^ 1) По принадлежности к определенному классу соединений

a) Комплексные кислоты

Н[AuCl4] - хлористозолотая кислота

H2 [SiF6] - кремнефтористоводородная кислота

H2 [PtCl6] –хлорплатиновая кислота

H2 [PtCl4] – хлорплатинистая кислота.


б) Комплексные основания

[Ag (NH3)2]OH - гидроксид диамминосеребра (1)

[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроксид тетрааммино меди (II)


в) комплексные соли

K2[PtCl4] – хлорплатинит калия

K2[PtCl6] – хлорплатинат калия

K3[Fe(CN)6] – гексацианофферат (III) калия, феррицианид калия

K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия, ферроцианид калия


^ 2) по природе лигандов

а) аквокомплексы -лигандами являются молекулы воды.

[Co(H2O)6]SO4; [Cu(H2O)4](NO3)2


б ) аммиакаты -лигандами являются молекулы аммиака

[Ag(NH3)2]Cl; [Cu(NH3)4]SO4; [Co(NH3)6]Cl2


в) гидроксокомплексы- соединения с ОН --группами в виде лигандов.

K3[Al(OH)6]; Nа 2[Zn(OH)4]

г) ацидокомплексы- содержат в качестве лигандов анионы различных кислот.


Оксалатные H2C2O4 ↔ 2H+ + C2O42- - оксалат ион

Карбонатные CO32-

Цианидные CN-

Нитратные NO3-

3) по знаку заряда комплекса

а) Комплексные катионы

[Co(NH3)6]2+Cl2; [Zn(NH3)4]2+Cl2

б) Комплексные анионы

K2[HgI4]2-; K3Fe[CN)6]3-


в) нейтральные комплексы - не имеют внешней сферы.

[Fe(CO)5]; [Ni(CO)4]; [Co(NH3)3Cl3]

Более сложны бикомплексы - содержат комплексный катион и комплексный анион:

[Co (NH3)6] [Fe (CN) 6]

Особую группу составляют сверхкомплексы, в которых число лигандов превышает коор­динационное число комплексообразователя:

CuSO4 · 5H2O FeSO4 · 7H2O

Для меди координационное число равно 4 и во внутренней сфере координировано 4 моле­кулы воды, пятая присоединяется к комплексу при помощи водородных связей, и связана, поэтому менее прочно.

Дентантность (координационная емкость) лиганда - это число координационных мест, которое может занимать данный лиганд. Дентантность определяется числом донор­ных атомов, входящих в его состав. Лиганды, содержащие 2 и более донорных атомов на­зывают полидентантными.

Число монодентантных лигандов в координационной сфере равно координационному числу комплексообразователя.




Многие комплексные соединения, содержащие полидентантные лиганды, являются хела­тами. Лиганды захватывают комплексообразователь подобно клешне рака (греч. Chele – клешня).

Лиганд присоединяется к комплексо­образователю одновременно двумя типами связей- ион­ной и ковалентной, возникшей по донорно- акцепторному механизму (стрелка от до­нора к акцептору). Комплексообразователь как бы втянут внутрь лиганда, охвачен связями наподобие клешни рака, отсюда и название (хелат).

Пример хелата - это двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, известная под названием трилона Б (или комплексон III)






Образование комплексоном III внутрикомплексного соединения с каким-нибудь двухза­рядным катионом происходит путем замещения металлом атомов водорода карбоксиль­ных групп и одновременного взаимодействия катиона с атомами азота аминогруппы (за счет координационной связи).

Комплексон III получил широкое распространение в химическом анализе, потому что он образует внутрикомплексные соли с катионами двухвалентных металлов (Ca2+, Mg2+, Ba2+) которые очень трудно перевести в комплексные соединения другими способами. Метод количе­ственного определения металлов комплексонами называется комплексо­нометрией.

К хелатным соединениям относятся такие важные для жизни вещества, как хлорофилл и гемоглобин. Структурные формулы этих веществ очень сложные, но схематично хлорофилл изображают так:



Хлорофилл - комплексное соединение магния, придающее зеленый цвет листьям расте­ний. Ион магния связан в порфириновом кольце с 4-мя атомами азота. При участии зеле­ного вещества хлорофилла - осуществляется процесс фотосинтеза: растения поглощают солнечную энергию и ассимилируют оксид углерода (IV) из воздуха и воду в углеводы и кислород.

Суммарную реакцию фотосинтеза можно записать:



Без хлорофилла жизнь на Земле невозможна. В результате фотосинтеза ежегодно образу­ется около 10 ¹² кг. крахмала и выделяется в атмосферу примерно столько же кислорода.

Структура гемоглобина идентична, но комплексообразователем является железо.

Свободные ионы металлов в организме не существуют - это либо их гидраты, либо про­дукты гидролиза. В биохимических реакциях d-элементы наиболее часто проявляют себя как металлы - комплексообразователи. Лиганды -биологически активные вещества, органи­ческого характера или анионы неорганических кислот.

Наиболее известные металлоферменты: карбоангидраза, каталаза, карбоксипептидаза, пероксидаза и др.





Вопрос 3


Номенклатура К.С.

В настоящее время наиболее употребительны 2 номенклатуры К.С.: одна была разрабо­тана Вернером, другая - комиссией по номенклатуре неорганических соединений Между­народного союза по теоретической и прикладной химии. Названия К.С. образуются сле­дующим образом:

1) сначала называют анион,

2) затем катион в родительном падеже и как у простых солей справа налево перечисляют все составные части.

Название комплексного катиона составляют так: сначала указывают число, (используя гре­ческие числительные ди, три, тетра, гекса и т.д.) и названия нейтральных лигандов, вода - аква, аммиак - аммин, затем числа и названия отрицательно заряженных лигандов с оконча­нием «о» (Cl- - хлоро, SO4- - сульфато, ОН- -гидроксо) последним указывают комплексообразо­ватель, указывая степень его окисленности (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя).

Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона, но степень окис­ленности комплексообразователя указывают перед его названием. Окончание у комплекс­ного аниона «АТ».

Названия нейтральных комплексов образуют, так же как и катионов, но комплексообразо­ватель называют в именительном падеже, а степень окисленности не указывают, т.к. она определяется электроотрицательностью комплекса.

K3[Fe(CN)6] – гексацианноферрат (III) калия

K[Ag(CN)2] – дицианоаргентат (I) калия

[Al(H2O)6]Cl3 – хлорид гексааквааллюминия

K[Co+3(NH30)4CO3]+Cl- - хлорид карбонато-тетраамминкобальта (III)

K[Co+3(NH3)2(NO2)4] - тетранитродиамминкобальта (III) калия

[Pt(NH3)2Cl4]0 – тетрахлордиаммин платина

Вопрос 4


Изомерия комплексных соединений.

Изомеры- вещества, имеющие одинаковый качественный и количественный состав, но разное строение. У комплексных соединений наиболее распространены следующие виды изомерии:


^ 1)Геометрическая (цис - транс) изомерия обусловлена различными положениями лигандов относительно друг друга. Например диамминтетрахлорплатина [Pt(NH3)2Cl4]0



2) Гидратная - обусловлена неодинаковым расположением молекул воды между внутрен­ней и внешней сферами комплексных соединений:


[Cr(H2O)6]Cl3 ; [CrCl2(H2O)4]Cl · 2H2O

3)Ионизационная - неодинаковое распределение кислотных остатков (ионов) между внут­ренней и внешней сферами комплексных соединений:

[CoBr(NH3)5]SO4 -Сульфат пентаамминбромокобальта (III) - красно-фиолетовый

[CoSO4(NH3)5]Br - Бромид пентаамминсульфатокобальта (III) – красный

4)Координационная:




Вопрос 5


Природа химических связей в К.С.


Развитие представлений о природе комплексных соединений тесно связано с созданием и развитием общей теории химической связи. Так в 20-х годах разработаны электростатиче­ские представления о химической связи в комплексах. В дальнейшем было разработано 3 квантовомеханических метода:

  1. МВС

  2. Теория кристаллического поля (ТКП)

  3. ММО

Эти методы не являются противоположными друг другу, наоборот они дополняют друг друга, а зачастую приводят к одинаковым результатам.

Дадим объяснения химической связи в комплексах с помощью электростатических пред­ставлений. По простой электростатической модели, предложенной немцами Кос­селем и Магну­сом (1916-1922), взаимодействие между комплексообразователем и ионными или поляр­ными ли­гандами подчиняется закону Кулона. Ион комплексообра­зователь притягивает к себе как ионы противоположного знака, так и полярные молекулы. С другой стороны, ок­ру­жающие комплексообразователь частицы отталкиваются друг от друга, при этом энер­гия отталкивания тем больше, чем больше частиц группируется вокруг центрального иона.

Расчеты Косселя и Магнуса показали также, что при значительном увеличении числа ли­гандов силы отталкива­ния между ними настолько возрастают, что комплексы становятся непрочными. Так было найдено, что достаточно прочные комплексы с однозарядными ионами-комплексо­образователями должны иметь координационные числа 2и 3, с двухза­рядными-4, с трехзарядными-4,6.Эти результаты близки к тому, что наблюдается в дейст­вительности.

Таким образом, электростатические представления указали в принципе причину образо­вания комплексных со­единений, позволили теоретически оценить их прочность и в пер­вом приближении объяснить наблюдаемые координа­ционные числа. Однако представле­ния о комплексах как агрегатах, состоящих из недеформируемых заряженных сфер, явля­ется, конечно, очень грубой моделью и поэтому не может объяснить многих их особенно­стей. Так, электро­статические представления не могут объяснить, почему ряд комплексов с координационным числом 4 имеет плоское строение (Комплексы Pd,Pt и др.). Согласно модели заря­женных шаров, энергетически более выгодным является тетраэдрическое рас­положение 4-х лигандов вокруг ком­плексообразователя.

Указанная модель не объясняет магнитные свойства комплексных соединений. Вещества, имеющие неспаренные электроны парамагнитны, они втягиваются в неоднородное маг­нитное поле. Если все электроны спарены, вещество диамагнитно - оно отталкивается маг­нитом.

Согласно представлениям Косселя и Магнуса, взаимодействие ионов с лигандами не при­водит к изменению электронного строения, число неспаренных электронов иона в ком­плексе должно быть таким же, как у свободного иона. Однако, опыт показывает, что в комплексах это число может быть иным, причем разным в зависимости от природы ли­гандов. Так, у иона Fe²+ имеется 4 неспаренных электрона, столько же их в комплексе – [FeF6]4- однако в ионе [Fe(CN)6]4- все электроны спарены.



Не может она также объяснить, почему существуют комплексы с неполярными лигандами и комплексообразо­ватели в нулевой степени окисления

МВС.

Очень наглядным способом описания комплексных соединений является МВС, предло­женный и разработан­ный Полингом в 30-х годах, вскоре после создания кванто­вой меха­ники.

В основе метода лежат следующие положения:

  1. Связь между комплексообразователем и лигандами донорно-акцепторная. Лиганды представляют элек­тронные пары, а ядро комплекса- свободные орби­тали. Мерой прочности связи служит степень пере­крывания орбиталей.

2) Орбитали центрального атома, участвующие в обра­зовании связи, подвергаются гибридизации. Тип гибридизации определяется числом, природой и электронной структу­рой лигандов. Гибридизация электронных орбиталей комплексообразователя оп­ределяет геометрию комплекса.

3) Дополнительное упрочнение комплекса обуслов­лено тем, что наряду с δ-связями мо­гут возникать и π-связи. Это происходит, если занятая электронами орбиталь центрального атома перекрывается с ва­кантной орбиталью лиганда.

4) Исходя из заселенности орбиталей объясняются магнитные свойства.

Рассмотрим, как МВС описывает электронную структуру и свойства некоторых комплек­сов образованных металлами первого переходного ряда: медью, цинком.

Электронные структуры ионов, указанных металлов-комплексообразователей:



Cu

В пределах валентного слоя у иона меди имеются пустые орбитали, которые и играют роль акцепторов элек­тронных пар. 4s и 4р орбитали иона меди образуют 2 гиб­ридные sp орбитали.

Zn

Образуется 4 sp³ гибридные орбитали. Перекрывание орбиталей центрального атома с орбиталями аммиака можно изобразить упрощенно:



При образовании комплекса распределение электро­нов на d-орбиталях комплексообразо­вателя может оста­ваться таким же, как у изолированного иона, или испыты­вать измене­ния.

Собственные электронные пары комплексообразова­теля изображаем стрелками, а элек­тронные пары лигандов, ответственные за донорно-акцепторные σ-связи - пунк­тирными стрелками.



Электронные структуры комплексов правильно отражают их магнитные свойства. Так, [Cu(NH3)2]+; [Zn(NH3)4]²+- диамагнитны, у них нет неспаренных электронов. В противоположность [NiCl4]²- - парамагнитен.

МВС дает возможность трактовать комплексы с нейтральными лигандами. Например, в карбонилах роль комплексообразователей играют атомы переходных металлов с нулевой степенью окисления. Лигандами являются нейтральные молекулы оксида угле­рода(II). Карбонилы – диамагнитные вещества, поскольку все электроны металла спарены: [Fe(CO)5]; [Ni(CO)4];



Теория кристаллического поля (ТКП) - основывается на чисто электростатической модели. Однако в отличие от теории Косселя и Магнуса здесь рассматриваются изменения в элек­тронных оболочках иона комплексообразователя, происходящие под действием лигандов. Свое название ТКП, получила в связи с тем, что первоначально она была применена для объяснения состояния ионов в кристаллах и затем перенесена на комплексы, в которых ионы так же, как и в кристаллах, окружены соседними частицами.

Согласно ТКП связь между ядром комплекса и лигандами чисто ионная или ион - диполь­ная. Ионная в смысле электростатического взаимодействия катиона-комплексообразова­теля и анионов - лигандов.

ТКП объясняет оптические и магнитные свойства соединений. Она применима в случае ионных комплексов. МВС - в случае ковалентных комплексов. ММО - применяется незави­симо от типа химической связи. Но этот метод математически сложен и ненагляден.

Спектр поглощения в видимой и ультрафиолетовой областях обусловлен переходами электронов с одних энергетических уровней на другие. Спектр поглощения, а следова­тельно и окраска большинства комплексов d-элементов обусловлен электронными пере­ходами с низшей d-орбитали на d-орбиталь с более высокой энергией.


Вопрос 6

Устойчивость комплексных соединений

Комплексные соединения в растворе ведут себя как сильные электролиты, т.е. полностью диссоциируют на ионы. Идет первичная диссоциация.



Наряду с этим процессом хоть и в незначительной степени, происходит вторичная диссо­циация внутренней сферы комплекса, т.к. комплексный ион является слабым электроли­том.



Применим закон действующих масс, к равновесиям диссоциации слабых электролитов, получим выражения констант нестойкости комплексных ионов.




Константа нестойкости есть мера прочности комплекса. Из 2-х приведенных комплексов более устойчив второй, ему отвечает меньшая КН и меньшая равновесная концентрация ионов серебра в растворе. Константы нестойкости сведены в таблицы.

Вместо константы нестойкости иногда пользуются величиной обратной, называемой кон­стантой устойчивости Куст = 1/кн, или константой образования комплекса.

Важно отметить, что диссоциация комплексных ионов, аналогично слабым электролитам протекает ступенчато. Например: у комплекса [Ag(NH3)2] отщепляется сначала одна моле­кула аммиака, а затем вторая.

I ст. [Ag(NH3)2]↔ [Ag(NH3)]+ + NH3 K1 = 6·10-4

II ст. [Ag(NH3)]+↔ Ag+ + NH3 K2 = 1·10-4

Произведения констант последовательных ступеней диссоциации дает полную константу нестойкости данного комплекса:



Целый ряд соединений, которые рассматриваются как комплексные имеет малоустойчи­вую внутреннюю сферу называются двойными солями. Их обозначают не так как ком­плексные, а как соединения молекул,

например K 2SO 4 · Al 2(SO4)3.

В ацидокомплексе связи между комплексообразователем и лигандами имеют ионный ха­рактер. Двойные соли отличаются от комплексных солей диссоциацией комплексного иона. У двойных солей диссоциация комплексного иона полная, а у комплексных солей- незначительная.

Получаются двойные соли посредством кристаллизации из растворов, содержащих ука­занные ионы.

Так например, из смеси растворов сульфатов натрия и алюминия при выпаривании кри­сталлизуется двойная соль NaAl(SO4)2·12H2O, называемая алюмо - натриевыми квасцами.

При растворении в воде эта соль диссоциирует на ионы



К двойным солям относится соль Мора



Двойной хлорид калия и меди



Двойными солями называются продукты замещения атомов водорода в кислотах на два различных катиона.

Одной из самых характерных особенностей химии комплексных соединений является глубокое различие между свойствами простого иона и иона, окруженного лигандами. Ион в растворе, гидратированный отличается от иона-комплексообразователя. Например, в растворе соли CuCl2, ион Cu+2 гидратирован, связан с молекулами воды, но если заменить молекулы воды на молекулы аммиака, то получится комплекс темно синего цвета со свойствами, которых нет у гидратированного иона. Гидратированные ионы Cu2+ слабо окрашены, легко взаимодействуют с ионами карбоната, образуя осадок карбоната меди, практически не реагируют с целлюлозой, а вот комплексные ионы [Cu(NH3)4]²+ с ионами СО32-осадка не образуют, а целлюлозу (например вату) в щелочной среде растворяют (на этом основан один из способов получения искусственного шелка).

Различные свойства комплексные ионы имеют и в живых организмах. Гидратированные ионы цинка не влияют на разложение кислых солей угольной кислоты, а комплексное со­единение цинка (фермент карбонангидраза), содержащееся в крови ускоряет распад гидро­карбонатов и выделение из крови в легкие диоксида углерода:



Не будь этого комплекса в организме, мы не могли бы дышать, т.к. освобождение крови от углекислоты проходило бы слишком медленно.

Роль комплексных соединений в живых организмах очень велика. Можно сказать, что почти все ионы, присутствующие в молекулах биологического происхождения K,Na,Ca,Mg,Fe,Cu,Zn,Co,Mo,Mn – «закомплексованы»

. В 50-х годах 20 века образован новый раздел химии - биохимия, изучающая комплексы ионов металлов с белками, нуклеино­выми кислотами, липидами и низкомолекулярными природными веществами. Ее практи­ческое применение связано с синтезом фармакологических препаратов, действие которых обусловлено комплексными ионами металлов.


Учебное издание


Апанович Зинаида Васильевна


^ КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ


Методические указания


Ст. корректор Ж.И. Бородина

Компьютерная верстка: З.В. Апанович


Подписано в печать 15.10.2007

Формат 60 x 84/16.Бумага офсетная. Гарнитура. Таймс.

Печать. Riso. Усл.печ.л. 8,25. Уч.-изд.л. 9,14

Тираж 200 экз. Заказ №


Учреждение образования

«Гродненский государственный аграрный университет»

Л.И. № 02330/0133326 от 29. 06. 2004.

230008, г. Гродно, ул. Терешковой,28


Отпечатано на технике издательско-полиграфического отдела

Учреждения образования «Гродненский государственный аграрный университет»

230008, г. Гродно, ул. Терешковой,28





Скачать 204,81 Kb.
оставить комментарий
Дата14.04.2012
Размер204,81 Kb.
ТипЛекция, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

плохо
  7
хорошо
  6
отлично
  9
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

Рейтинг@Mail.ru
наверх