Вопрос 63. Общая характеристика элементов семейства железа.

Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Семейство железа входит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя железо, кобальт и никель. Эти элементы имеют два электрона на наружном слое атома, все они являются металлами. По свойствам все три элемента похожи между собой. Для них характерна степень окисления 2, 3, 4. Реже проявляются более высокие степени окисления. Ни один элемент из семейства железа не проявляет максимальной степени окисления +8. Все металлы триады образуют разнообразные соединения, проявляя степени окисления +2 и +3. Проявление высокой степени окисления и амфотерных свойств характерно для железа.

Температуры плавления элементов триады железа высокие, тем не менее, ниже, чем у элементов, находящихся в серединах серий переходных металлов.

Железо – первый элемент в переходных рядах, имеющий спаренный электрон на внутренней d-орбитали. Спаренные электроны с такой орбитали труднее участвуют в образовании химической связи, чем неспаренные. У триады железа существуют особенности орбитального строения, проявляющиеся в виде магнитных и ферромагнитных свойств. В результате ориентированности атомов металлы образуют постоянные магниты. Все металлы семейства железа проявляют электроположительное поведение. Инертны в среде окислителя, даже кислорода, так как образуют оксидные пленки.

Химические свойства железа:

1) взаимодействует с кислородом при высоких температурах;

2) оксиды в низшей степени окисления MO;

3) при взаимодействии с галогенами образует галогениды, дигалогениды;

4) образует комплексные соединения;

5) образует карбонилы – соединения, в которых переходный металл образует связь с ионом металла или водорода и координированными карбониловыми группами (пентакарбонил кобальта [Co(CO)5]);

6) взаимодействуют с серой и сероводородом при нагревании, образуя сульфиды.

Железо – второй (после алюминия) по распространенности металл, встречается в виде различных руд, пригодных для переработки. Из них получают почти чистый Fe3O4, который вместе с известняком и коксом используется для выплавки чугуна в доменной печи.

Кобальт выделяют из руд, содержащих много мышьяка и некоторой доли серебра, достаточной для промышленной переработки.

Никель – в руде много примесей: сульфиды никеля, меди и железа. Половина получаемого никеля расходуется в производстве стали для повышения ее коррозионной стойкости и твердости. Он используется также для создания прочных покрытий на стальных изделиях.

Вопрос 64. Железо. Химическая активность простого вещества, способность к комплексообразованию.

Свойства простого вещества

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующей дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe₂O₃·xH₂O.

Взаимодействует с кислотами.

Fe + 2HCL = FeCL2 + H2

· С разбавленной серной кислотой:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

· Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. C концентрированной серной кислотой взаимодействует только при нагревании:

2Fe + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

· Взаимодействие с кислородом.

· Железо^[20] горит в кислороде, нагретое горит на воздухе, пирофорное — на воздухе без нагревания^[21]^[22]^[23]:

3Fe + 2O2 =Fe3O4

· Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо:

2Fe + O2 = 2FeO

· Взаимодействие с порошком серы при нагревании:

Fe+ S =FeS

· Взаимодействие с галогенами при нагревании.

· Горение в хлоре:

2Fe + 3Cl = 2FeCl3

· При повышенном давлении паров брома:

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3

· Взаимодействие с йодом:

3Fe + 4I2 = Fe3I8

· Взаимодействие с неметаллами.

· С азотом при нагревании:

6Fe + N2 = 2Fe3N

· С фосфором при нагревании:

Fe + P = FeP

2Fe + P =Fe2P

3Fe + P = Fe3P

· С углеродом:

3Fe + C = Fe3C

· С кремнием:

Fe + Si = FeSi

· Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 = 4H2

· Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей:

Fe + CuSO4 = FeSO4 = Cu

· Железо восстанавливает соединения железа(III):

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)₅. Известны также карбонилы железа составов Fe₂(CO)₉ и Fe₃(CO)₁₂. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (η⁵-C₅H₅)₂Fe.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

Комплексообразование :

Fe(OH)2+2NaOH(конц) = Na2[Fe(OH)4] тетрагидроксоферрат (II) натрия

Обладая набором частично вакантных орбиталей, железо склонно к комплексообразованию. Наиболее типичное координационное число для ионов Fe2+ и Fe3+ равно 6. Даже в водных растворах обычных солей, например хлоридов, катион железа координационно связан с шестью молекулами воды в аквакомплекс

[Fe(H2O)6] 3+ .

Однако более распространены анионные комплексы железа. При нагревании хлоридов железа с концентрированными растворами цианида калия образуются гексацианоферраты калия с похожими формулами и названиями:

FeCl2 + 6KCN= K4[Fe(CN)6] + 2KCl гексацианоферрат(II) калия, желтая кровяная соль

FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3KCI гексацианоферрат(III) калия, красная кровяная соль

Это растворимые в воде кристаллические вещества соответственно желтого и красно-оранжевого цвета, очень устойчивые на воздухе и в растворе. В аналитической химии применяются в качестве реагентов для обнаружения катионов Fe3+ и Fe2+ соответственно, с которыми они образуют нерастворимые вещества интенсивно-синего цвета.

Вопрос 65. Соединения железа(II) и железа(III) – КО и OВ характеристика, способность к комплексооб- разованию. Комплексные соединения железа(II) и железа(III) с цианид- и тиоцианат-ионами. Гемоглобин и железосодержащие ферменты, химическая сущность их действия.

Соединения железа. Железо может проявлять в соединениях степени окисления +2, +3.

Соединения железа (II).

Оксид железа (II) — черный порошок, пирофорен (в мелкораздробленном состоянии способен самовоспламеняться). Ввиду того, что довольно трудно «поймать и зафиксировать» соединения железа в степени окисления +2, получить FeO не удается ни окислением железа, ни разложением соответствующего ему гидроксида Fe(OH)2. Получают оксид железа (II) разложением оксалата (соли щавелевой кислоты) или восстановлением оксида железа (III):

FeC2O4•2Н2О = FeO + СО2 + СО + 2Н2О

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

Оксид железа (II) проявляет основные свойства, не взаимодействует с водой, но легко реагирует с кислотами:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Проявляет восстановительные свойства:

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Гидроксид железа (II) можно получить обменной реакцией между растворимой в воде солью железа (II) и щелочью: FeSO4+ 2NaOH = Fe(OH)2+ Na2SO4

Свежеприготовленный осадок имеет серовато-зеленоватую окраску, но быстро темнеет вследствие окисления (см. выше). Проявляет слабые амфотерные свойства с преобладанием основных

Fe(OH)2+2HBr = FeBr2 + 2H2O

Fe(OH)2+2NaOH(конц) = Na2[Fe(OH)4] тетрагидроксоферрат (II) натрия.

Соли железа (II) в водных растворах неустойчивы. В присутствии окислителей они медленно окисляются, образуя соли железа +3:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

Кристаллогидрат сульфата железа(II) FeSO4·7H2O — железный купорос, наиболее распространенная соль железа (II). Это светло-зеленое кристаллическое вещество, растворимое в воде; на воздухе и в растворе постепенно окисляется. Эту соль называют солью Мора и применяют в аналитической химии.

Соединения железа (III).

Оксид железа(III) порошок красно-бурого цвета. В промышленности его получают хорошо знакомой Вам реакцией обжига пирита:

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Проявляет слабоамфотерные свойства. Хорошо растворяется в кислотах с образованием солей Fe3+: Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Гидроксид железа (III) получают добавлением щелочи к растворам солей железа (III). При этом образуется буро-коричневая желеобразная масса, которую принято называть гидроксидом железа (III) и обозначать формулой Fe(OH)3. Гидроксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства. Растворяется в кислотах с образованием солей

Fe3+ 2Fe(OH)3+ 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

Слабо взаимодействуя с растворами щелочей, образует комплексные гидроксоферриты сложного состава; при сплавлении со щелочами легко образует ферриты. Соли железа (III) в растворах подвергаются гидролизу, поэтому их растворы окрашены в бурый цвет.

Соли, образованные катионом Fe3+ и многозарядным анионом – остатком слабой кислоты в растворе полностью гидролизуются, образуя гидроксид:

Fe2(CO3)3 + 3Н2О = 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑

Соли железа (III) в растворах сравнительно устойчивы, но при взаимодействии с достаточно активными восстановителями проявляют себя, как окислители, переходя в соли железа (II):

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Комплексные соединения железа.

[Fe(H2O)6] 3+ .

FeCl2 + 6KCN= K4[Fe(CN)6] + 2KCl гексацианоферрат(II) калия, желтая кровяная соль

FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3KCI гексацианоферрат(III) калия, красная кровяная соль

Железо входит в ферменты в виде комплекса, называемого гемом. В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине - важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в красный цвет.

Главная функция гемоглобина состоит в транспорте дыхательных газов. В капиллярах лёгких в условиях избытка кислорода последний соединяется с гемоглобином.

дезокси- оксигемоглобин

гемоглобин

Током крови эритроциты, содержащие молекулы гемоглобина со связанным кислородом, доставляются к органам и тканям, где кислорода мало, здесь необходимый для протекания окислительных процессов кислород освобождается из связи с гемоглобином. Кроме того, гемоглобин способен связывать в тканях небольшое количество диоксида углерода (CO2) и освобождать его в лёгких. Монооксид углерода (CO) связывается с гемоглобином крови прочнее, чем кислород, образуя карбоксигемоглобин (HbCO).

карбоксигемоглобин

Некоторые процессы приводят к окислению иона железа в геме до степени окисления +3. В результате образуется форма гемоглобина, известная как метгемоглобин (HbOH). В обоих случаях блокируются процессы транспортировки кислорода. Впрочем, монооксид углерода может быть частично вытеснен из гема при повышении парциального давления кислорода в легких.

Комплексы железа, отличные от гема, встречаются, например, в ферменте метан-моноксигеназе, окисляющем метан в метанол, в важном ферменте рибонуклеотид-редуктазе, который участвует в синтезе ДНК.

Неорганические соединения железа встречаются в некоторых бактериях, иногда используется ими для связывания азота воздуха.

Вопрос 66. Железо(VI). Ферраты, получение и окислительные свойства.

Ферраты - соли железной кислоты H2FeO4, которая в свободном виде не получена. Соединения железа ( VI) проявляют сильные окислительные свойства.

Ферраты и ферриты получаются из гидроксида трехвалентного ( Fe ( OH) 3) и гидроксида двухвалентного железа ( Fe ( OH) 2), соответственно. Феррат калия представляет собой черный порошок, растворяющийся в воде с образованием красной жидкости.

Ферраты, в которых железо находится в степени окисления ( VI), также проявляют сильные окислительные свойства.

Ферраты можно получить окислением гидроксида железа ( III) хлором, бромом и другими сильными окислителями, а также сплавлением ее с КОН и KNOS. Раствор феррата калия в воде красно-фиолетового цвета и устойчив только при очень низких температурах. При нагревании он разлагается с выделением кислорода, железо же переходит из 6 - в 3-валентное. Соли щелочноземельных металлов получаются взаимодействием феррата калия с солями соответствующего металла. Они более устойчивы; очень трудно растворяются в воде.

Все ферраты являются сильными окислителями.

Вообще ферраты - соединения непрочные, легко разлагаются. В то же время они сильные окислители, что в своей основе имеет высоко выраженные электроноакцепторные свойства частицы ( квазииона) Fe, входящей в их состав.

Растворы ферратов имеют интенсивную ( красно-фиолетовую окраску, свойственную анионам FeO4, и осаждают при добавке соли Ва 4 феррат бария - характерную для железной кислоты / ее мало растворимую соль. Таким образом, в шестивалентном состояний железо утрачивает свойства металла и приобретает сходство с неметаллами, в частности с шестивалентной серой.

Соединения железа (II) используются при различных заболеваниях, сопровождающихся анемией. Механизм терапевтического действия соединений железа (II) связан с образованием гемоглобиновой буферной системы. Гемоглобиновая буферная система в организме эффективно функционирует только в сочетании с гидрокарбонатной системой.

Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ в сравнении с железом. Соединения кобальта (II) и (III), никеля (II); КО и ОВ характеристики, способность к комплексообразованию (реакция Чугаева). Никель и кобальт как микроэлементы (кофермент-В12). Применение соединений кобальта и никеля в медицине и фармации.Общая характеристика элементов семейства платины.

Кобальт и никель — элементы VIIIB (9, 10) группы. Электронные конфигурации валентных уровней: Co – 3d74s2, Ni – 3d84s2. Для кобальта и никеля характерны степениокисления +2 и +3, причём в водных растворах наиболее устойчивой является степеньокисления +2.Простые вещества Co и Ni в порошкообразном виде проявляют достаточно высокуюактивность по отношению к кислотам. В результате их взаимодействия с кислотами образуютсясоли со степенью окисления +2. Соли кобальта окрашены в розовый цвет, вследствиеобразования аквакомплекса [Co(H2O)6]2–, а водные растворы солей Ni окрашены в зелёный цвет из-за присутствия иона [Ni(H2O)6]2–. Наиболее устойчивыми их катионными комплексами являются аквакомплексы и аммиакаты, а также комплексы, где лигандами являются полидентантные органические молекулы, например, диметилглиоксимат. Образование нерастворимого комплексного диметилглиоксимата ярко-красного цвета является качественной реакцией на никель (II):

NiCl2 + 2NH4OH + 2(CH3CNOH)2 = (CH3CNO)4H2N+ 2NH4Cl + 2H2O (реакция Чугаева)

Вопрос 67. Химические основы применения железа и железосодержащих препаратов в медицине и фарма- ции (в том числе в фармацевтическом анализе).

Железо (в медицине) — в животном организме представляет столь важную составную часть крови (см.), а именно кровяных шариков, что всякое уклонение от нормальных отношений его в организме ведет к целому ряду болезненных процессов. Так, по многочисленным исследованиям известно, что гемоглобин свиной крови содержит 0,399% Ж., бычачьей — 0,4%, лошадиной — 0,335%, собачьей — 0,333% и что содержанием его обусловливается физиологическое значение гемоглобина поглощать кислород. Поэтому, если по каким-либо причинам содержание Ж. в организме уменьшено, приходится прибегать к назначению внутрь различных препаратов Ж., которые распределяются на 3 группы: 1) препараты, действие которых обуславливается главным образом содержанием Ж. и заключается в повышении процессов кроветворения и в благотворном влиянии на общее состояние здоровья; 2) обладающие побочными вяжущими действиями и 3) действие которых зависит не только от Ж., но и от других входящих в препарат средств. Число всех препаратов громадно, начиная от чистого металлического Ж. (Ferrum pulveratum, Ferrum hydrogenio reductum), препаратов окиси Ж. (например, растворимая окись Ж. с сахаром), далее углекислые препараты его, железные соли органических кислот (лимонной, яблочной, молочной), органические препараты Ж. (раствор натриево-железистого альбумината и др.). Побочным, сильно вяжущим действием отличаются сернокислое и хлорное Ж. Наконец, к III группе относятся такие препараты, как йодистая, винно-калиевая соль с винно-железной солью, как лимонно-хинная соль с лимонно-железной солью и др. Наконец, одна из весьма употребительных форм назначения внутрь Ж., это — железные минеральные воды (Спа, Пирмонт, Ессентуки № 18, Швальбах, Столыпинские источники и др.). Выбор того или другого назначения обуславливается всегда индивидуальными особенностями больного.

Кобальтотносится к жизненно необходимым (эссенциальным) элементам. В организме содержится 1,2 мг кобальта в основном в составе витамина В12, центральным атомом которого является Со3+. Витамин В12 необходим для нормального кроветворения и созревания эритроцитов, синтеза амино-кислот, белков, РНК, ДНК.

Никель. В организме человека никель содержится в количестве 5-13,5 мг, около 49% микроэлемента в мышечной ткани, кроме того в лёгких, коже, печени. В организме человека он входит в состав ряда ферментов. Установлено, что никель пролонгирует действие инсулина, что увеличивает его гипогликемическую активность. Никель оказывает влияние на ферментативные процессы, окисление аскорбиновой кислоты, ускоряет процесс перехода сульфгидрильных групп в дисульфидные. Он угнетает действие адреналина и снижает артериальное давление.

Общая характеристика платиноидов.Структуры валентных электронных оболочек платиновых элементов отличаются значительным разнообразием вследствие возможности проскока и5-электронов на (п—1) -орбиталь. В силу малого различия энергий соответствующих орбиталей относительные устойчивости разных электронных конфигураций сравнимы. Легкость взаимных переходов электронов между различными уровнями обеспечивает разнообразие валентных состояний и степеней окисления. Поэтому нередко проскоки -электронов не связаны с достижением стабильной ( -конфигурации, что характерно для элементов подгруппы меди. Нормальное заполнение валентных орбиталей (без проскоков электрона) характерно лишь для осмия и иридия, электронные конфигурации которых аналогичны таковым для железа и кобальта. Палладий — единственный элемент в периодической системе, который в нормальном состоянии не имеет электронов на з-оболочке. У платины стабильна -конфигурация, что также не наблюдается у других элементов периодической системы. Некоторые характеристики элементов и простых веществ семейства платиноидов приведены ниже.

Вопрос №68. Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ по сравнению с железом. Соединения кобальта(2) и кобальта(3), никеля(2), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Никель и кобальт как макроэлементы. Химические основы применения кобальта и никеля в медицине и фармации.

По сравнению с железом кобальт и никель менее устойчивы. Это обусловлено, соответственно, более эффективным экранированием валентных электронов от воздействия положительного заряда ядра и эффектом d-cжатия. Металлические свойства железа будут более выражены по сравнению с металлическими свойствами кобальта и никеля, а окислительные свойства наоборот.
Атомы элементов семейства железа имеют на внешнем электронном уровне по два электрона, которые они отдают в химических реакциях. Кроме этого, в образовании химических связей участвуют и электроны d-подуровня предвнешнего уровня.

Элементы проявляют степени окисления: Fe +2, +3, +6; Co +2, +3; Ni +2, +3, +4 (выделены наиболее характерные степени окисления).

Все элементы семейства железа – сильные комплексообразователи. Для них характерны координационные числа 6 и 4.
Железо, кобальт и никель относятся к металлам средней химической активности, причём в ряду Fe – Co – Ni она понижается. Fe, Co, Ni взаимодействуют со многими неметаллами:

Fe + H2 = твёрдые растворы,

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 (возможно образование и FeCl2),

Co + Cl2 = CoCl2; Ni + Cl2 = NiCl2

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (образуется окалина),

2Сo + O2 (воздух; t = до 3000С) и 3Сo + 2O2 (воздух; 5000С) = Сo3O4,

2Ni + O2 = 2NiO

С серой металлы образуют соединения разного состава: МеS и MexSy. C азотом металлы не реагируют; с фосфором образуют соединения МехРу; с углеродом – твёрдые растворы.

С разбавленными кислотами металлы реагируют с выделением водорода. Концентрированные серная и азотная пассивируют поверхность металлов, но при нагревании реакция происходит. Например:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑,

Co + H2SO4(разб.) = CoSO4 + H2↑,

Fe + HNO3(разб. Гор.) = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O,

Fe + 6H2SO4(конц.;t) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 2H2O,

Со щелочами (даже в расплавах) металлы не реагируют.

С водой реакция идёт при высоких температурах: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.

Соединения с водородом

Fe, Co, Ni не образуют соединений определённого состава с водородом, но растворяют его как в твёрдом, так и в расплавленном состоянии. Особенно никель, чем и объясняется его высокая каталитическая активность в реакциях гидрирования.
Оксиды

Fe, Co, Ni образуют как простые оксиды типа МеО и Ме2О3, так и смешанные – Ме3О4, причём Co2O3 и Ni2O3 малоустойчивы. Все оксиды – твёрдые вещества, практически нерастворимые в воде и щелочах, что свидетельствует об основном их характере. (Слабую амфотерность проявляют Fe2O3 и Со2О3).
6Со2О3 → О2 + 4Со3О

Оксиды образуются как при непосредственном окислении металлов, так и в результате процессов разложения карбонатов, нитратов и т.д. Например:

Co(NO3)2 → CoO + 2NO2 + 1/2O2

Окситы типа МеО можно получить восстановлением оксидов Ме2О3 водородом или СО.
В отличие от Fe(OH)2 и Со(OH)2 , Ni(OH)2 устойчив на воздухе и окисляется только сильными окислителям

При нагревании без доступа воздуха гидроксиды Ме(ОН)2 превращаются в оксиды МеО.

Окислением Ni(OH)2 и Со(OH)2 могут быть получены гидроксиды Ni(OH)2 и Со(OH)3:

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3.
У Co(OH)3 и Ni(OH)3 амфотерные свойства выражены слабее, чем у железа.
Ni2O3 и Со2О3 проявляют окислительные свойства.
Ni O3 + 6HCl → 2Ni+2Cl2 + Cl2 + 3H2O
2Ni2O3 + 4H2SO4 → 4NiSO4 + O2 + 4H2O

Соли Ме3+ гидролизуются сильнее, чем соли Ме2+
Гидроксиды Ме(ОН)3 или метагидроксиды
МеО(ОН) Ме3+ + 3OН– → Мe(OH) + H2O
2Со(ОН)2 + NaClO → 2CoO(OH)↓ + NaCl + H2O
2Ni(OH)2 + Br2 + 2NaOH → 2NiO(OH)↓ + 2NaBr + H2O

Кислотно-основные свойства метагидроксида Со3+ выявить практически невозможно из-за высокой активности в Ов-процессах

2СоО(ОН) + 6HCl →2CoCl2 + Cl2↑ + 4H2O

4СоО(ОН) + 4H2SO4 →4CoSO4 + O2 + 6H2O или

4СоО(ОН)3 + 4H2SO4→4CoSO4 + O2 + 10H2O
Окислительные процессы.

Соли Ме3+ Окислители. Соединения Со3+ самые сильные, окисляют воду.

4Со3+ + 2Н2О →4Со2+ + 4Н+ + О2 или

4CoCl3 + 2H2O →4CoCl2 + 4HCl + O2
Комплексные соединения.

Fe, Co, Ni хорошие комплексообразователи. Fe и Со (III) образуют обычно октаэдрические комплексы, Со (II) – тетраэдрические и октаэдрические.

В ацидокомплексах [MeL6], [MeL4] лигандами могут быть самые разнообразные анионы: Hal-, CN-, NO2-, C2O42- и т.п.

Карбонилы Fe, Co, Ni являются диамагнитными; их состав [Fe(CO)5], [Co(CO)8], [Ni(CO)4]. При нагревании все карбонилы легко разрушаются, выделяя металлы.
Применение и биологическая роль

•Fe, Co, Ni – основные металлы современной техники.

•Fe, Co, Ni – широко применяются как катализаторы.

Для живых организмов кобальт также имеет большое значение, поскольку с его участием связаны процессы образования белков, аминокислот, витаминов, ассимиляция азота растениями, активность ферментов и другие биохимические процессы. Особенно важна роль кобальта как главной составляющей витамина В12, без которого невозможны процессы кроветворения (образование эритроцитов и синтез гемоглобина).

Никель, как и кобальт, - микроэлемент. Его биологические функции изучены в меньшей степени. Известно, что никель стимулирует синтез аминокислот в клетке, ускоряет регенерацию белков плазмы крови, нормализует содержание гемоглобина у больных, а также выполняет ряд других важных функций.
Применение соединений кобальта в медицине и фармации
Кобальт.
Эссенциален для организма человека. Входит в состав витамина В12, который способствует появлению эритроцитов. Витамин В12 применяется для лечения анемии, нервных заболеваний.

Изотоп 60Со применяется для разрушения злокачественных опухолей. В качестве лекарственного препарата используется коамид (дихлорникотинамид кобальт)

Применяют препарат для лечения анемий. Соль СоSO (доли миллиграмма – 0,000477 г) входит в состав компливита, поливитаминной таблетки. Для определения подлинности соединений калия в лекарственных препаратах используют

Na3 [Co(NO2 )6 ] 2K2 + Na+ + [Co(NO2 )6 ] 3- = K2Na[Co(NO2 )6 ]↓ желтый

Ni – условно эссенциальный элемент для человека. Влияет на кроветворение и репродуктивную функцию. Избыток никеля может вызывать нарушение метаболических процессов. Ni(СО)4 – сильно ядовитое вещество 0,003-0,006% (объемных) вызывают смерть. Никель входит в состав фермента уреазы. Соли никеля в медицине не применяются. Диметилглиоксимат никеля вводят в состав губной помады.

Вопрос №69. Общая характеристика элементов семейства платины.
Химия элементов.

Наибольшее практическое значение Pd и Pt, в меньшей степени Os. В семейство платины входят две триады Ru, Rh, Pd и Os, Ir, Pt. Все очень редкие элементы. В природе Pt –металлы всегда встречаются вместе. Их общее содержание в земной коре составляет ≈ 10-6%. Встречаются и в свободном состоянии. Наиболее редким среди Pt-металлов является рутений Ru.

Физические и химические свойства.
Белый блестящий металлы Pd и Pt – мягкие металлы; Ir – твердый и прочный; Os и Ru – хрупкие. Pt –металлы относят к благородным металлам. Не подвергаются коррозии при комнатной температуре; поглощают в большом количестве водород, особенно Pd, образуя металлические твердые растворы. Поглощенный водород находится в атомном состоянии. Катализаторы – Pd, Pt (гидрирование).
Pt –металлы не реагируют с HCl – кислотой, с разбавленными H2SO4 и HNO3 кислотами.

Os + 8HNO3(к)→ OsO4 + 8NO2↑ + 4H2O

Наименее устойчив к действию кислот Pd.

Pd + 2H2SO4 (к) PdSO4↓ + SO2 + 2H2O

Pd + 4HNO3 (к) Pd(NO3 )2↓ + 2NO2 + 2H2O

В царской водке растворяются

2HNO3 + 12HCl + 2Rh →2H3 [RhCl6 ] + 2NO + 4H2O

4HNO3 + 18HCl + 3Ir →3H2 [IrCl6 ] + 4NO + 8H2O

4HNO3 + 18HCl + 3Pt 3H2 [PtCl6 ] + 4NO + 8H2O

Оксиды и гидрооксиды.

Rh2O3 , Ir2O3 – основные свойства не реагируют с Н2О и щелочами, но реагируют с кислотами. Rh2O3 + 12HCl →2H3 [RhCl6 ] + 3H2O

Ir2O3 + 3H2SO4 → Ir2 (SO4 )3 + 3H2O

У оксида PdO амфотерные свойства. Оксиды элементов в высоких степенях окисления – энергичные окислители. Окисляют воду, поэтому кислотные и основные свойства в водных растворах у RuO4 не выявляются.

4RuO4 + 4KOH → 4KRuO4↓ + O2↑ + 2H2O

RuO4 + 6HCl → H2 [RuCl4O2 ] + Cl2 + 2H2O

OsO4 более устойчив, чем RuO4 .

OsO4 + 2H2O → [Os(H2O)2O4 ]

OsO4 + 2KOH → K2 [Os(OH)2O4 ]

OsO4 + 10HCl → H2 [OsCl6 ] + 2Cl2 + 4H2O или

OsO4 + 8РСд → OsСl4 + 2Cl2 + 4H2O

Гидроксиды типа Ме(ОН)2 , Ме(ОН)3 , Ме(ОН)4 .

Большинство проявляют слабые основные или амфотерные свойства.

Pd(OH)2 + 2HCl → PdCl2 + 2H2O

Pd(OH)2 + 2NaOH → Na2 [Pd(OH)4 ]

Pt(OH)4 + 2NaOH → Na2 [Pt(OH)6 ] или

PtO2 ∙ 4H2O + 2NaOH → Na2 [Pt(OH)6 ] + 2H2O

PtO2 + 6HCl → H2 [PtCl6 ] + 4H2O или

PtO2 ∙ 4H2O + 6HCl → H2 [PtCl6 ] + 6H2O

Os(OH)4 , Ru(OH)4 - амфотерные свойства.

Соли.
Для Ru и Os известны кислородсодержащие соли K2RuO4 (рутенат), K2OsO4 – осмат.

ПОЛУЧЕНИЕ

Me + 3KNO3 + 2KOH → K2MeO4 + 3KNO2 + H2O

OsO4 + 2KOH + KNO2 + H2O→K2OsO4 ∙ 2H2O + KNO3

Комплексные соединения.
Pt – металлы хорошие комплексообразователи, интерес представляют комплексные соединения Pd и Pt со

С.О. = 0, +2, +4

K4 [Pd(CN)4 ] + 2H2O → K2 [Pd(CN)4 ] + H2 + 2KOH

Pd Pd(OH)2 + 4NH3 → [Pd(NH3 )4 ](OH)2

PtCl2 + 4KCN → K2 [Pt(CN)4 ] + 2KCl

В С.О. = +4 наиболее устойчивы соединения Pt.

H2 [PtCl6 ] ∙ 6H2O
Применение.

Pt – металлы не являются эссенциальными.

Применение ограничено.

•OsO4 – в гистологии для окрашивания тканей (очень ядовит)

•Pd – зубопротезирование

•ЦИС-изомер [Pt(NH3 )2Cl2 ] – в онкологии

Вопрос №70. Общая характеристика группы d-элементов 1 группы. Физические и химические свойства простых веществ.

Это медь Cu, серебро Ag, золото Au. Строение валентных электронных оболочек атомов меди, серебра и золота (n – 1)d10ns1. В оболочках этих атомов происходит «провал» одного из s-электронов, в результате чего на d-оболочке оказывается не девять, а десять электронов. Образующаяся структура более устойчива и энергетически более выгодна.

В образовании химической связи могут принимать участие и электроны с d-оболочки. Поэтому d-элементы данной группы проявляют в своих соединениях степени окисления не только +1, но и +2, +3. Однако для меди наиболее устойчива степень окисления +1 и +2, для серебра +1, для золота +1 и +3.

Радиусы атомов меди, серебра и золота меньше радиусов атомов щелочных металлов. Поэтому эти металлы имеют значительно большую плотность, у них большие значения энергии ионизации и температуры плавления. Все они расположены в ряду напряжений после водорода, т.е. относятся к числу малоактивных металлов. Они с трудом окисляются, не разлагают воду; их гидроксиды являются слабыми основаниями. C водородом эти металлы не реагируют.

Металлы подгруппы меди окрашены: медь в медно-красный, серебро в серебристо-белый, золото в золотисто-желтый цвет. Это вязкие, ковкие и тягучие металлы, имеют высокие тепло- и электропроводности, легко образуют сплавы.

Химическая активность Cu, Ag, Au невелика и в ряду Cu – Ag – Au уменьшается. Эти металлы легче всего реагируют с галогенами:

Cu + Cl2 = CuCl2

2Ag + Cl2 = 2AgCl

2Au + 3Cl2 =2AuCl3 (t до 1500)

2Au + Сl2 =2AuCl (t = 150 – 2500С)

С кислородом реагирует только медь:

2Cu + O2 = 2CuO (t = 400 – 5000C; изб. кислорода)

При 1200С образуется Cu2O.

Во влажной атмосфере, содержащей СО2, поверхность меди покрывается зеленоватым налётом основного карбоната меди:

2Cu + O2 + CO2 + H2O = Cu(OH)2∙ CuCO3

Кислород не окисляет серебро даже при нагревании. Серебряные предметы чернеют под действием находящегося в воздухе сероводорода; на поверхности образуется чёрный налёт:

4Ag + 2H2S + O2 =2Ag2S + 2H2O

С серой взаимодействуют при нагревании медь и серебро:

Cu + S = CuS

Ag + S = Ag2S

Из растворов кислот водород эти металлы не вытесняют. (Исключение: при нагревании идёт процесс 2Сu + 4HCl (конц.) = 2H[CuCl2] + H2 и Ag + HI конц.).

Кислоты – окислители реагируют с медью и серебром, но не с золотом:

3Cu + 8HNO3(раб.) = 3Сu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) = Сu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Ag + HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O

Cu + H2SO4 (конц. гор.) = СuSO4 + SO2 +2H2O

2Ag + 2H2SO4 (конц. гор.) = Ag2SO4 ↓+ SO2↑ +2H2O

Хорошим растворителем для золота является «царская водка» - смесь концентрированной и азотной кислот в соотношении 1 : 3, а также раствор соляной кислоты, насыщенной хлором:

Au + HNO3(конц.) + 4HCl(конц.) = H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O

2Au + 3Cl2 + 2HCl =2H[AuCl4]

Соединения с водородом

Известен гидрид меди CuH, это кристаллическое вещество красно-бурого цвета. Гидрид нестоек, при небольшом нагревании разлагается на медь и водород

Оксиды

Элементы группы IB образуют следующие оксиды:

+1 +2 +3

Сu: Cu2O CuO Cu2O3

Ag: Ag2O AgO Ag2O3

Au: Au2O ─ Au2O3

Галогениды

Все галогениды в обычных условиях твёрдые, кристаллические вещества, плохо растворимые в воде. Большинство галогенидов склонны к образованию комплексных соединений:

CuCl2 + 4NH3 =[Cu(NH3)4]Cl2

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

AuCl3 + HCl = H[AuCl4]

AuCl3 + H2O = H[Au(OH)Cl3]

При взаимодействии AuCl3 с водой образуется гидроксотрихлорозолотая (III) кислота.

Галогениды Cu (I) и Au (I) легко окисляются кислородом воздуха и другими окислителями. Например:

4СuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

Наиболее важным соединением является Ag2O; у меди и золота степень окисления +1 проявляетс очень редко. Получают оксиды при нагревании следующим образом:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 2NO2 + 3O2

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O

2Au(OH)3 = Au2O3 + 3H2O

Ag2O – оксид основного характера:

Ag2O + 2HCl = 2AgCl + H2O

Ag2O + 4HCl(конц., изб.) = 2H[AgCl2] + H2O

Оксиды меди и золота проявляют амфотерные свойства (у оксидов меди сильнее выражен основный характер, а у оксидов золота – кислотный):

CuO + 2HCl (конц.) = CuCl2 + H2O

CuO + 4HCl (кон., изб.) = H2[CuCl4] + H2O

CuO + 2NaOH = Na2CuO2 (сплавление)

Au2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Au(OH)4]

Au2O3 + 8HCl (конц., изб.) = 2H[AuCl4] + 3H2O

Оксиды Э(I) и CuO легко растворяются в водном растворе аммиака, образуя устойчивые комплексные соединения:

СuO + 4NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2

Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH

Гидроксиды

Известны гидроксиды CuOH, Cu(OH)2, Au(OH)3/. AgOH основный гидроксид, существует только в очень разбавленном растворе и при выделении из него разлагается:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O.

При обычных условиях гидроксиды меди и золота твёрдые окрашенные вещества, нерастворимые в воде.

Гидроксиды Cu(OH)2 и Au(OH)3 получают реакциями обмена:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

AuCl3 + 3NaOH = Au(OH)3↓ + 3NaCl.

Гидроксиды меди и золота проявляют амфотерные свойства. При взаимодействии со щелочами образуются анионные комплексы; при растворении в кислотах могут образовываться как катионные, так и анионные комплексы. Например:

Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]

Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4]

Cu(OH)2 + 4HCl (конц., изб.) = H2[CuCl4] + 2H2O

Cu(OH)2 + 2HCl (разб.) + 4Н2O = [Cu(H2O)6]Cl2

Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O.

Гидроксиды меди растворяются в водном растворе аммиака, образуя комплексные соединения – аммакаты:

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2

Аммиакаты типа [Cu(NH3)2]+ бесцветные соединения; типа [Cu(NH3)4]2+ имеют тёмно-синюю окраску.

Вопрос №71. Соединения меди(1) и меди(2), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Комплексные соединения меди(2) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. Комплексный характер медьсодержащих ферментов и химизм их действия в метаболических реакциях. Природа окраски соединений меди. Химические основы применения соединений меди в медицине и фармации.

Соединения с водородом

Галогениды

CuCl2 + 4NH3 =[Cu(NH3)4]Cl2

Галогениды Cu (I) легко окисляются кислородом воздуха и другими окислителями. Например:

4СuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

Оксиды

Элементы группы IB образуют следующие оксиды:

+1 +2 +3

Сu: Cu2O CuO Cu2O3

У меди степень окисления +1 проявляется очень редко. Получают оксиды при нагревании следующим образом:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 2NO2 + 3O2

Оксиды меди проявляют амфотерные свойства (у оксидов меди сильнее выражен основный характер)

CuO + 2HCl (конц.) = CuCl2 + H2O

CuO + 4HCl (кон., изб.) = H2[CuCl4] + H2O

CuO + 2NaOH = Na2CuO2 (сплавление)

Оксиды Э(I) и CuO легко растворяются в водном растворе аммиака, образуя устойчивые комплексные соединения:

СuO + 4NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2

Гидроксиды

Известны гидроксиды CuOH, Cu(OH)2

При обычных условиях гидроксиды меди и золота твёрдые окрашенные вещества, нерастворимые в воде.

Гидроксиды Cu(OH)2 получают реакциями обмена:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Гидроксиды меди проявляют амфотерные свойства. При взаимодействии со щелочами образуются анионные комплексы; при растворении в кислотах могут образовываться как катионные, так и анионные комплексы. Например:

Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]

Cu(OH)2 + 4HCl (конц., изб.) = H2[CuCl4] + 2H2O

Cu(OH)2 + 2HCl (разб.) + 4Н2O = [Cu(H2O)6]Cl2

Гидроксиды меди растворяются в водном растворе аммиака, образуя комплексные соединения – аммакаты:

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)

[Cu(NH3)4](OH)2, Свойство Сu (2) реагировать с белками и пептидами, а также с биуретом ( NH2-CO-NH-CO–NH2 ) в щелочной среде с образованием окрашенных в сине - фиолетовый цвет комплексных соединений,используют для доказательства наличия пептидных связей .Реакция Cu (2) с биуретом и белками называется биуретовой.

Аммиакаты типа [Cu(NH3)2]+ бесцветные соединения; типа [Cu(NH3)4]2+ имеют тёмно-синюю окраску.

Применение в медицине
Медь — важный элемент жизни, она участвует во многих физиологических процессах: синтезе гемоглобина, в образовании костной ткани, функционировании системы кровообращения и центральной нервной системы, при получении энергии из клеток. Среднее содержание меди в живом веществе 2×10-4 % от массы. Ежедневная потребность взрослого человека в меди составляет 2—3 мг. Дефицит меди в организме может привести к таким тяжелым последствиям как порок развития костей, анемия и мозговая недостаточность. Металлическая медь, как и серебро, обладает антибактериальными и противогрибковыми свойствами.
В настоящее время в медицине применяют лазеры на парах меди для лечения онкологических заболеваний и косметических процедур. Волокна меди могут использоваться для массажа.
Лекарства с содержанием меди прописываются людям при переломах, для лечения ревматоидного артрита, пептических язв желудка и двенадцатиперстной кишки, при инфарктах.
Медь «контролирует» в организме уровни холестерина, сахара и мочевой кислоты, служит для поддержания баланса микрофлоры, сдерживающего рост дрожжевых микроорганизмов.
Медь играет важную роль в процессах биосинтеза гема и, соответственно, гемоглобина. Поэтому ее недостаток, так же как и железа, может привести к возникновению анемии. Регулирует обмен катехоламинов, серотонина, тирозина, меланина, способствует повышению активности инсулина и более полной утилизации углеводов.
Принимает участие в формировании структуры белков соединительной ткани — коллагена и эластина, которые являются структурными компонентами костной и хрящевой ткани, кожи, легких, стенок кровеносных сосудов. Поэтому дефицит меди может привести к формированию аневризмы аорты и сосудов головного мозга. По этой же причине недостаток меди приводит к деминерализации костной ткани и остеопорозу.

Вопрос №72. Соединения серебра, их КО и ОВ характеристика( бактерицидные свойства иона серебра). Способность к комплексообразованию, комплексные соединения серебра с галогенидами, аммиаком, тиосульфатами. Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом анализе.

Галогениды

Галогениды в обычных условиях твёрдые, кристаллические вещества, плохо растворимые в воде. Большинство галогенидов склонны к образованию комплексных соединений:

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

Оксиды

Элементы группы IB образуют следующие оксиды:

+1 +2 +3

Ag: Ag2O AgO Ag2O3

Наиболее важным соединением является Ag2O;Получают оксиды при нагревании следующим образом:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O

Ag2O – оксид основного характера:

Ag2O + 2HCl = 2AgCl + H2O

Ag2O + 4HCl(конц., изб.) = 2H[AgCl2] + H2O

Оксиды (I) легко растворяются в водном растворе аммиака, образуя устойчивые комплексные соединения:
Цианидный комплекс получается по реакции:

AgCl + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KCl.
Большое значение имеет реакция растворения галогенидов серебра в растворах тиосульфата натрия:

AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr.
Эта реакция используется при закреплении фотоматериалов гипосульфитом.

Гидроксиды

AgOH -основный гидроксид, существует только в очень разбавленном растворе и при выделении из него разлагается:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O.

Применение в медицине

Препараты серебра обладают антибактериальным, вяжущим и прижигающим действием, что связано с их способностью нарушать ферментные системы микроорганизмов и осаждать белки. В медицинской практике наиболее часто применяют серебра нитрат, колларгол, протаргол (в тех же случаях, что и колларгол); бактерицидную бумагу (пористая бумага, пропитанная нитратом и хлоридом серебра) применяют при небольших ранах, ссадинах и ожогах.
Серебро в форме внутривенного введения с успехом применяется при лечении септических артритов, ревматизма, ревматических эндокардитов, ревматоидного артрита, бронхиальной астмы, гриппа, острых респираторных заболеваний, бронхита, пневмоний, гнойных септических заболеваний, бруцеллеза, внутрь — при лечении гастритов, анастомозитов и гастродуоденальных язв, наружно — при лечении венерических заболеваний.

Вопрос №73.Золото. Соединения золота(1) и золота(3), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Химические основы применения в медицине и фармации золота и его соединений.

Строение валентных электронных оболочек атомов золота (n – 1)d10ns1. В оболочках этого атома происходит «провал» одного из s-электронов, в результате чего на d-оболочке оказывается не девять, а десять электронов. Образующаяся структура более устойчива и энергетически более выгодна.

В образовании химической связи могут принимать участие и электроны с d-оболочки. Проявляет в своих соединениях степени окисления не только +1, но и +2, +3. Однако наиболее устойчива степень окисления для золота +1 и +3.

Радиусы атомов золота меньше радиусов атомов щелочных металлов. Поэтому этот металл имеет значительно большую плотность, у него большие значения энергии ионизации и температуры плавления. Расположено в ряду напряжений после водорода, т.е. относится к числу малоактивных металлов. С трудом окисляется, не разлагает воду; гидроксиды являются слабыми основаниями. C водородом не реагирует.

Золото золотисто-желтого цвета. Это вязкий, ковкий и тягучий металл, имеет высокие тепло- и электропроводности, легко образует сплавы.

Реагирует с галогенами:

2Au + 3Cl2 =2AuCl3 (t до 1500)

2Au + Сl2 =2AuCl (t = 150 – 2500С)

Кислоты – окислители не реагируют с золотом:

Au + HNO3(конц.) + 4HCl(конц.) = H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O

2Au + 3Cl2 + 2HCl =2H[AuCl4]

Галогениды

AuCl3 + HCl = H[AuCl4]

AuCl3 + H2O = H[Au(OH)Cl3]

При взаимодействии AuCl3 с водой образуется гидроксотрихлорозолотая (III) кислота.

Галогениды Au (I) легко окисляются кислородом воздуха и другими окислителями. Например:

4AuCl + O2 + 4HCl = 4AuCl2 + 2H2O

Оксиды

Элементы группы IB образуют следующие оксиды:

+1 +2 +3

Au: Au2O ─ Au2O3

У золота степень окисления +1 проявляется очень редко. Получают оксиды при нагревании следующим образом:

2Au(OH)3 = Au2O3 + 3H2O

Оксиды золота проявляют амфотерные свойства (у оксидов золота сильнее выражен кислотный характер):

Au2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Au(OH)4]

Au2O3 + 8HCl (конц., изб.) = 2H[AuCl4] + 3H2O

Гидроксиды

Au(OH)3

При обычных условиях гидроксиды золота твёрдые окрашенные вещества, нерастворимые в воде.

Гидроксиды Au(OH)3 получают реакциями обмена:

AuCl3 + 3NaOH = Au(OH)3↓ + 3NaCl.

Гидроксиды золота проявляют амфотерные свойства. При взаимодействии со щелочами образуются анионные комплексы; при растворении в кислотах могут образовываться как катионные, так и анионные комплексы. Например:

Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4]

Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O.

Применение в медицине
Сегодня применяются два препарата, выработанные на основе данного соединения - Ауранофин и Миокризин, их назначают в исключительных случаях как последнюю надежду, когда другие методы лечения не дают результата.

Золото всегда использовалось при изготовлении имплантов, при эндопротезировании и в зубоврачебном деле. Сплавы из благородных металлов биосовместимы с тканями человека, устойчивы к коррозии и с способны к точному прилеганию. Что значительно увеличивает срок службы протезов. золото тиосульфат кризолган имплант

Роль золота в медицине возросла после открытия радиоактивных изотопов. Их частицы используют в лечении злокачественных опухолей, облучая места поражения. С помощью радиоактивного золота, получается, вылечивать некоторые формы рака. Изобретен «радиоактивный пистолет», в его обойму помещаются пятнадцать радиоактивных стержней из золота с периодом полураспада шестьдесят пять часов. Исследования доказывают, что лечение «радиоактивными стерженьками» позволяет ликвидировать поверхностную злокачественную опухоль молочной железы за двадцать пять дней.

Дата: 2019-07-30, просмотров: 360.

⇐ Предыдущая 8 9 10 11 121314 15 16 17 Следующая ⇒