Тема. Лигандообменные равновесия и процессы

1. 
   Лигандообменные равновесия. Конкуренция за лиганд или за комплексо-образователь.
   
2. 
   Константа нестойкости комплексного иона и её использование в практи­ке.
   
3. 
   Комплектнометрия. Основы трилонометрии и теоретические положе­ния трилонометрического анализа.
   
4. 
   Хелатные соединения, особенности строения металлоферментов и био­комплексных соединений (гемоглобин, кобаламины).
   
5. 
   Механизм токсического действия тяжёлых металлов на основе теории жёстких и мягких кислот оснований (ЖМКО). Хелатотерапия.
   
6. 
   Контроль на входе: тестовый (письменно), фронтальный (устно).
   

1. 
   Получение аммиачного комплекса серебра.
   
2. 
   Сравнение устойчивости аммиачных комплексов серебра и никеля.
   
3. 
   Комплексонометрическое определение кальция, магния и жёсткости воды.
   
4. 
   Контроль на выходе: представить результаты выполненных работ с обо­снованными выводами.
   

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. /Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др.; Под. ред. Ю. А. Ершова - М.: Высшая школа, 2003, гл. 4-8, с. 191 -203.

Для получения представлений о лигандообменных равновесиях рассмот­рим сведения об обратимости и необратимости процессов и равновесных состо­яний в этих системах.

Выделяют:

1. 
   Первичная диссоциация - это ионное равновесие, наступающее между частицами, находящимися во внешней сфере и комплексным ионом, которые связаны между собой электростатическими силами и диссоциируют по принци­пу сильных электролитов:
   

2. 
   Вторичная диссоциация - это равновесие между лигандами и централь­ным ионом. Процесс диссоциации идет по типу слабых электролитов - ступенча­то. Каждой ступени соответствует своя константа равновесия, которая называет­ся константой нестойкости:
   

[[c«(Mf₃)₃]²⁺] ^итд-

Суммарному уравнению этих стадий соответствует константа нестойкости, которая представляет произведение констант всех стадий.

[Си²⁺]-[Ш₃]

[Cu(NH₃\Y⁺

3. В водных растворах устанавливается сольватационное равновесие:

[PtClJ²- +Н₂0^ [PtCl₃ -(Н₂0)]" +СГ и т. д. до [Pt(H₂0)₄]²⁺- это конкуренция лигандов за комплексообразователь.

4. В комплексах, где координационная сфера представляет собой частицу,

[PtCl₂(H₂0)₂]²⁺

О.

но о.

.С-Н₂С

НО'

N-CH₂- CH₂-N,

сн₂-с

сн₂-с

.0

он

,0

он







_>

Ме²⁺ + [Н₂Т]²" ±± [МеТ]²" +2Н⁺ Ме³⁺ + [Н₂Т]²" ±> [МеТ]" +2Н⁺ Ме⁴⁺ + [Н₂Т]²" ±> [МеТ]⁰ +2Н⁺

Таким образом, катионы металлов, независимо от их валентности, взаимо­действует с одной молекулой трилона Б, при этом всегда вытесняется два иона Н⁺. Сле­довательно, фактор эквивалентности трилона Б в реакциях комплексообразова-ния с различными металлами всегда постоянен и равен 1/2 и М(Э) = l/2M(Na₂H₂T).

Высокая устойчивость комплексов металлов с трилоном Б лежит в основе метода комплексонометрии - трилонометрии, в котором в качестве титранта ис­пользуется раствор трилона Б. Метод трилонометрии широко используется в клинической практике с целью определения общего содержания кальция в раз­личных биологических системах (в сыворотке крови, в костях и хрящах). Трилоно-метрия используется в санитарно-клинической практике для определения содер­жания ионов кальция, магния и других металлов в биологических средах и при­родных водах.

Учитывая, что в реакции выделяются ионы Н⁺, надо создать оптимальные значения рН для прочности связывания ионов металлов. Для определения ионов Са²⁺ и Mg²⁺ это рН=9-10, что создаётся добавлением аммиачного буфера:

Са²⁺+[Н₂Т]²" + 20Н-= [СаТ]²" + 2Н₂0

Состояние эквивалентности при трилонометрическом титровании опреде­ляют с помощью металлохромных индикаторов. Для определения ионов Са²⁺ и Mg²⁺ применяют индикатор эриохром чёрный Т, который образует комплекс красноватого цвета согласно уравнения:

HInd²- + Ca²⁺ + ОН" -> [Calnd]- + H₂0

Устойчивость комплекса с индикатором меньше, чем устойчивость комп­лекса анализируемых ионов с трилоном Б. Вблизи состояния эквивалентности, когда все свободные ионы металла связаны трилоном Б, новые порции трилона Б разрушают комплекс ионов Са²⁺ и Mg²⁺ с индикатором, при этом раствор изменя­ет окраску на синий цвет из-за появления свободных ионов Hind^2-:

[H₂T]²- + [CaInd]- + OH- [СаТ]^2_ +Hind^2_+Н₂0

бесцветный вишневый бесцветный синии
3. Лабороторные работы

3.1. Получение аммиачного комплекса серебра

а) Налейте в пробирку 1-2 капли серебра нитрата и столько же раствора натрий хлорида. Полученный осадок растворите, добавив несколько капель ра­

створа аммоний гидроксида. Каков состав образующегося при этом комплексно­го иона?

б) Добавьте к раствору по каплям разбавленную азотную кислоту до обра­зования осадка. Напишите соответствующие уравнения реакций в опытах (а) и (б) в молекулярно-ионной форме и дайте объяснение наблюдаемым явлениям.

а) В пробирку налейте 2-3 капли раствора серебра нитрата и добавьте к

б) К полученному слегка мутному раствору добавьте 2-3 капли раствора

Напишите молекулярно-ионные уравнения реакций опытов (а) и (б). Сде­лайте вывод о конкуренции образующихся комплексов.

а) Отберите пипеткой в колбу для титрования 5 мл анализируемой воды с

б) Добавьте в колбу 2 мл аммиачного буфера с рН=10. С помощью шпателя

в) Титруйте анализируемую пробу воды раствором трилона Б в присут-

Таблица № 9

Напишите уравнение основной реакции, протекающей в процессе трилоно-метрического титрования, и реакции, протекающей в точке эквивалентности.

Рассчитайте общую жёсткость воды по формуле:

_{ж =} C(l/2Na₂H₂T)-V_cp(Na₂H₂T) _mQ V(H₂0)

где Ж - общая жесткость воды в ммоль/л, характеризующая число миллимолей эквивалентов ионов Са²⁺ и Mg²⁺ в 1 л воды;

C(l/2Na₂H₂T) - молярная концентрация эквивалента трилона Б в титранте в моль/л.

V_cp(Na₂H₂T) - объём титранта, израсходованный на титрирование анализи­руемой пробы воды в мл.

V(H₂0) - объём воды, взятый для анализа, в мл.

Различают воду:

мягкую, общей жёсткости — 2 ммоль/л,

средней жёсткости 3-10 ммоль/л,

жёсткую более 10 ммоль/л.

Сделайте выводы о пригодности воды к употреблению в качестве питьевой.

1. 
   Как объяснить взаимодействие лиганда и комплексообразователя с пози­ции теории Льюиса?
   
2. 
   В чём отличие моно-, би- и полидентатных лигандов? Ответ дайте, исполь­зуя конкретные примеры.
   
3. 
   Как можно использовать константу нестойкости комплекса в объяснении лигандообменных равновесий?
   

1. 
   Комплексен №₂СаЭДТА (тетацин) используется в медицине как антидот для удаления ионов ртути и кадмия. На чём основанно его применение?
   
2. 
   Рассчитайте молярную массу гемоглобина, исходя из того, что в одной молекуле гемоглобина содержится четыре атома железа, и массовая доля его составляет 0,335%.
   

2. Научить практически использовать окислительно-восстановительное тит­рование и потенциометрические методы в медицине, санитарно-гигиени­ческих и биологических исследованиях. 2. Основные вопросы:

2.1. Электродные потенциалы, механизм возникновения.

2. 
   Уравнение Нернста для полуреакций.
   
3. 
   Гальванические элементы, окислительно-восстановительные цепи, их осо­бенности.
   
4. 
   Связь величин ЭДС и AG. Прогнозирование течения окислительно-вос­становительных (ОВ) процессов.
   
5. 
   Диффузионный, мембранный потенциалы. Природа биопотенциалов.
   
6. 
   Значение окислительно-восстановительных и мембранных потенциалов в биологии и медицине.
   
7. 
   Оксидиметрическое титрование, потенциометрия, применение в меди­цине и санитарно-гигиенической практике.
   

1. 
   Перманганатометрическое титрование: стандартизация раствора перман-ганата калия по раствору щавелевой кислоты.
   
2. 
   Опреление концентрации раствора иодида калия методом потенциомет-рического титрования.
   

1. 
   Измерение ЭДС в процессе титрования анализируемого раствора.
   
2. 
   Построение кривой титрования и нахождение точки эквивалентности.
   
3. 
   Расчет концентрации раствора иодида калия.
   

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учеб. для мед. спец. вузов. /Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др. Под ред. Ю. А. Ершова - М.: Высшая школа, 2003.

При протекании ОВ реакций в реакционной смеси наряду с окислителем и восстановителем присутствуют продукты их превращения. Совокупность окис­лителя или восстановителя с продуктом превращения составляет окислительно-восстановительную (ОВ) пару. Таким образом, каждая ОВ пара содержит окис­ленную и восстановленную форму одного и того же элемента, например:

МпО; + 8Н⁺ + 5е- = Мп²⁺ + 4Н₂0 окисленная восстанов. форма форма

Обычно, обозначая ОВ пару, вначале записывают окисленную форму, за­тем восстановленную форму вещества: Мп0₄7Мп²⁺.

В любой ОВ реакции принимают участие две ОВ пары. Так, в реакции H₂S+I₂= S +2HI, участвуют две пары 1₂/2Г и S°/H₂S.

В основе определения направления самопроизвольного протекания ОВ ре­акций лежит следующие правило: ОВ реакции протекают самопроизвольно в сторону превращения сильного окислителя в слабый восстановитель и сильно­го восстановителя в слабый окислитель.

Количественной мерой ОВ способности является окислительно-восстано­вительный потенциал ср (подробнее см. ниже).

Значение, которое принимает ср при стандартных условиях: (соотношение концентраций окисленной и восстановленной форм равно 1, и температуре 298 К) называется стандартным и обозначается ср°. Окислительные свойства пары за счет ее окисленной формы тем сильнее, чем больше ср° и наоборот, восстанови­тельные свойства пары за счет ее восстановленной формы тем сильнее, чем меньше потенциал.

Сопостовляя потенциалы пар, учавствующих в ОВ реакции, можно заранее определить направление, в котором будет самопроизвольно протекать та или иная реакция.

При взаимодействии двух ОВ пар окислителем будет окисленная форма той пары, потенциал которой имеет более положительное значение.

В таблице 12 приведены стандартные значения потенциалов некоторых ОВ пар, причем в соответствии с принятой системой знаков все пары записаны в виде полуреакций восстановления.

Для определения направления ОВ реакций можно также пользоваться вели­чиной ее ЭДС. ЭДС ОВ реакции численно равна разности потенциалов ОВ пар, участвующих в реакции. При стандартных условиях ЭДС = ф⁰₁-ср⁰₂.

Условием самопроизвольного протекания ОВ реакции является положи­тельное значение ее ЭДС (Е_реакщш>0). С учетом этого условия, доля самопроиз­вольно протекающей ОВ реакции Е°_{реакции}= ф°₁-ф°₂ справедливо ф°₁>ф°₂.

Так, для реакции: H₂S +I₂= S+2HI

Ф^/Г) =+0,54 В; ₉°₂(S/H₂S) =+0,17 В; Е°_реавди= 9V Ф°₂ = 0,54 - ОД 7 =+0,37 В,

следовательно, реакция протекает самопроизвольно. Обратная реакция при стан­дартных условиях невозможна, т. к. Е° = ср°„ - ф° = - 0,37 В. Если Е < 0, то ОВ

" ^{г J} ' реакции '2 ' 1 ' реакции '

реакция является практически необратимой.

Биохимические реакции часто носят обратимый характер.

Количественной характеристикой протекания любых обратимых реакций является константа равновесия (К), которая связана со стандартной энергией Гиб­бса следующим соотношением: AG°=-2,3 RTlgK, где R=8,31 Дж/К-моль, Т -абсолютная температура.

Изменение стандартной энергии Гиббса связано с ЭДС ОВ реакции соотно­шением: -AG = nFE, где F= 96500 Кл/моль, п - число е", принимающих участие в процессе.

Из двух приведенных уравнений следует:

nFE =2,3 RT lgK или Е = (2,3 RT/nF) • lgK. При температуре 298К и после подстановки значений постоянных величин

R и F, уравнение принимает вид: Е_реашщи= (0,059/п) • lgK.

Пользуясь этим выражением, можно подсчитать константу равновесия ре­акции.

2.2. Медико-биологическое значение окислительно-восстановительных реакций

ОВ реакции играют огромную роль в жизнедеятельности организма. Они поставляют энергию, которая расходуется серым веществом мозга в процессе мышления, а также энергию для реализации таких биологических функций, как движение.

Окислителем в биологических системах обычно является молекулярный кис­лород. Конечные продукты окисления - вода и углекислый газ. Реакции окисле­ния кислородом в биологических тканях протекают очень медленно и, как прави­ло, по многостадийному механизму. В промежуточных стадиях могут принимать биогенные d-элементы, имеющие переменные степени окисления Fe, Си, Мп, Со и др. В условиях организма для них характерны степени окисления +2, +3, +1. Эти пары: Fe³⁺/Fe²⁺; Cu²⁺/Cu⁺; Mn³⁺/Mn²⁺; Со³⁺/Со²⁺. За счет изменения степени окисления этих ионов и происходит перенос электронов в биологических систе­мах.

Для биологических ОВ систем характерны сравнительно невысокие значе­ния ОВ потенциалов, в пределах ±0,8 вольт. Наиболее сильным окислителем в этих условиях является молекулярный кислород. Невысокие значения ОВ потен­циалов обусловливают обратимость биохимических ОВ процессов.

Сильные окислители способны окислять различные бактерии, нарушая их жизнедеятельность. На этом основано дезинфицирующее и кровоостанавливаю­щее действие таких соединений, как пероксид водорода, перманганат калия, хло­рид железа (Ш) и др. и их широкое использование в медицинской и санитарно-гигиенической практике.

В основе обезвреживания питьевых и сточных вод в настоящее время лежат также ОВ процессы, в которых окислителем является молекулярный хлор, гипох-лориты, озон.

В оксидиметрических методах обычно применяются реакции, ЭДС которых больше 0,4 вольт, т. к. в этом случае процесс взаимодействия анализируемого вещества с титрантом практически необратим и протекает с достаточной скоро­стью.

Оксидиметрические методы анализа в зависимости от применяемых тит-рантов - окислителей классифицируется как перманганатометрия (титрант - ра­створ перманганата калия); иодометрия (титрант - раствор иода) и др., которые используются в медицине и санитарно-гигиенической практике.