Химия элементов d-блока. Электронные структуры атомов и катионов. Наиболее важные биогенные элементы d-блока.

К d-блоку относятся 32 элемента, расположенные в ПТ с N по VII период с III по V группу побочных подгрупп.

В побочных подгруппах сверху вниз увеличивается энергия ионизации, т.к. в этом направлении отмечается уменьшение радиуса, что объясняется тем, что валентные электроны уходят на предвнешний уровень => десжатие, поэтому в любой подгруппе химическая активность убывает сверху вниз. Все атомы d-элементов за исключением IIв группы имеют незавершенный электронный d-слой, этим объясняется набор разных степеней окисления d-элементов.

Общая характеристика d-элементов. Изменение химической активности d-элементов в подгруппах в направлении сверху вниз. Степень окисления, закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств d-элементов зависимости от степени окисления. Роль d-элементов в организме. Характерные степени окисления для d-элементов, встречающихся в организме. Строение биокластеров.

К d-блоку относятся 32 элемента, расположенные в ПТ с N по VII период с III по V группу побочных подгрупп.

В побочных подгруппах сверху вниз увеличивается энергия ионизации, т.к. в этом направлении отмечается уменьшение радиуса, что объясняется тем, что валентные электроны уходят на предвнешний уровень => десжатие, поэтому в любой подгруппе химическая активность убывает сверху вниз. Все атомы d-элементов за исключением IIв группы имеют незавершенный электронный d-слой, этим объясняется набор разных степеней окисления d-элементов.

Соединения с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства.

Низшая степень окисления обуславливает основные и восстановительные свойства d-элементов. Амфотерные свойства типичны для соединений с промежуточной степенью окисления.

В группах с увеличением заряда ядра увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

Сu – «металл жизни» микроэлемент, концентрируемый в печени, мозге, мышцах, надпочечниках.

Ag – в организме, антисептик. В медицине используют AgNO₃ – ляпис – обладает вяжущим противовоспалительным и антисептическим действием

Au – противовоспалительное средство, лечит инфекционный полиартрит, туберкулез, кожные и венерические заболевания.

Zn – повышает иммунитет

Cr – регуляция синтеза жиров и обмена углеводов; влияние на усвояемость глюкозы и уровень сахара в крови; профилактика атеросклероза

Мо⁺⁶, Мо⁺⁵ – содержатся в организме, входит в состав ферментов; катализирует окисление ксантина и гипоксантина до мочевой кислоты и альдегидов.

Мn⁺² – в организме образует комплекс с нуклеиновыми кислотами и аминокислотами, входит в состав ферментов, участвует в синтезе витамина С и В₁₂

Степень окисления Сu +1,+2; Ag +1,+2; Au +3; Zn +2; Cr +2,+3,+6; Мо +6; Мn +2,+3,+4,+6,+7

Биокластеры – белковые молекулы образуют с d- элементами бионеорганические комплексы. Ион металла(металл-комплексообразователь) располагается внутри полости кластера, взаимодействуя с электроотрицательными атомами связывающих групп белка.

58. Общая характеристика d-элементов VIБ группы. Электронные формулы для хрома, молибдена, вольфрама и наиболее устойчивые их степени окисления. Характер соединений в степени окисления +2,+3,+6. Биологическая роль Cr⁺³, Мо⁺⁶. Ксантиоксидаза и альдегидоксидаза – ферменты, содержащие Мо⁺⁶.

(n - 1)d^аns^в, где а = от 1 до 10, в = от1 до 2

Для стабилизации d-структуры у Сr Мо наблюдается «проявление» электронов на d-подуровне.

Сr: …3d⁵4s¹ +2,+3,+6 Мо: …5d⁴6s² +6 W: …5d⁴6s² +6

По группе сверху вниз: радиус уменьшается; энергия ионизации увеличивается; химическая активность уменьшается.

В низшей степени окисления – основные и восстановительные свойства Сr образует CrO, Cr(OH)₂

В промежуточной степени окисления – амфотерные свойства Cr₂O₃ ему соответствуют Cr(OH)₃, Н₃СrО₃ – ортохромистая кислота; НСrО₂ – метахромистая кислота.

В высшей степени окисления кислотные и окислительные свойства CrО₃.

Cr – регуляция синтеза жиров и обмена углеводов; влияние на усвояемость глюкозы и уровень сахара в крови; профилактика атеросклероза.

Мо⁺⁶, Мо⁺⁵ – содержатся в организме, входит в состав ферментов: ксантидегидрогенеза и ксантиоксидаза(КОКС); катализирует окисление ксантина и гипоксантина до мочевой кислоты и альдегидов.

R – СООН + КОКС* Мо⁺⁶ + Н₂О Н₃О…ОСR – КОКС*Мо⁺⁴ ООН + КОКС*Мо⁺⁶ + 2Н⁺

59. Общая характеристика элементов VII Б группы. Электронные формулы для марганца, технеция, рения. Наиболее устойчивые степени окисления для них. Изменение химической активности в ряду указанных элементов. Соединения марганца в степени окисления +2,+4,+6,+7. Окислительная активность перманганат- иона в зависимости от среды. Биологическая роль Мn⁺² и соединения марганца, применяемые в медицине.

Mn: …3d⁵4s² +2,+3,+4,+6,+7 Те: …4d⁵5s² +4,+7 Rе: …5d⁵6s² +4,+7

Mn⁺²: MnO, Mn(OH)₂, [Mn(H₂O)₄]CI₂

Mn⁺⁴: MnO₂, Mn(OH)₄ – амфотерное; ОВ двойственность: Н₄МnО₄ и Н₂МnО₃ орто- и метамарганцеватистая

Mn⁺⁶: MnO₃, Н₂МnО₄ – марганцеватистая; К₂ МnО₄ – манганат, неустойчивый окислитель

Mn⁺⁷: Mn₂O₇, НМnО₄ – марганцовая; КМnО₄ – перманганат калия, сильный окислитель.

Мn⁺² – в организме образует комплекс с нуклеиновыми кислотами и аминокислотами, входит в состав ферментов, участвует в синтезе витамина С и В₁₂; содержится в красной свекле, картофеле, печени.

КМnО₄ – 5% дезинфицирующее, кровоостанавливающее, противоожоговое действие

MnSO₄ – лечение анемии

MnCI₂ – лечение атеросклероза

60. Элементы VIII группы. Семейство железа. Характерные степени окисления +2,+3,+6. Характерные комплексные соединения для Fe⁺², Fe⁺³. Биологическая роль Fe⁺², Fe⁺³ и Со⁺². Препараты железа, используемые в медицине. Общая характеристика d-элементов I Б группы. Электронные формулы и степени окисления меди, серебра и золота. Координационные числа, тип гибридизации атомных орбиталей, структура соединений. Отношение этих элементов к кислотам, кислороду и сере. Биологическая роль Сu⁺². Оксигеназы и гидроксилазы. Церуллоплазмин. Их роль в биохимических процессах.

Общая характеристика элементов I Б группы:

электронная формула: (n - 1)d⁹s² для стабилизации – «провал» электронов (n - 1)d¹⁰s¹

Сu: …3d¹⁰4s¹ +1,+2 Ag: …4d¹⁰5s¹ +1,+2 Аu: …5d¹⁰6s¹ +3

Эти элементы образуют комплексные соединения с координационным числом =2 и 4, что соответствует sp и sp³ гибридизации.

CuCI₂ + 2NH₃ [Cu(NH₃)₂]CI

Au(OH)₃ + NaOH Na[Au(OH)₄]

Cu, Au, Ag – малоактивные металлы

Cu, Ag – взаимодействуют с концентрированными HNO₃, H₂SO₄

Au – растворяется в «царской водке»

Сu – «металл жизни» микроэлемент, концентрируемый в печени, мозге, мышцах, надпочечниках, содержится более, чем в 25 ферментах – оксигеназы(Е₁) и гидроксилазы(Е)

Ионы Cu содержится в белке церуллоплазмине, он катализирует окисление Fe⁺² до Fe⁺³. Связывает Cu⁺² и транспортирует по организму.

61. Характеристика d-элементов II Б группы. Электронные формулы для цинка, кадмия и ртути. Характерные степени окисления. Изменение кислотно-основных свойств от цинка к ртути. Строение комплексных соединений. Гидроксиды данных элементов и их свойства. Биологическая роль Zn⁺². Карбоангидраза, строение активного центра металлофермента, биологическая роль. Карбопепсидаза. Механизм участия карбопепсидазы в реакциях гидролиза пептидных связей. Токсическое действие на организм Hg⁺², Cd⁺². Соединения цинка и ртути, применяемые в медицине.

Zn: … 3d¹⁰4s² +2 Cd: …4d¹⁰5s² +2 Hg: …5d¹⁰6s² +1,+2

По группе сверху вниз

Радиус уменьшается; восстановительные свойства уменьшаются; основные свойства уменьшаются

Zn – амфотерный металл, склонен к комплексообразованию с координационным числом =7, 4 и 6.

Амфотерные свойства оксида цинка: ZnО + 2НСl + 3Н₂О [Zn(H₂O)₄]Cl ZnО + 2NaOH + Н₂О Na₂[Zn(OH)₄]

Амфотерные свойства Cd(OH)₂: Cd(OH)₂ + 6NH₃ [Cd(NH₃)₆](OH)₂ Cd(OH)₂ + 2НСl CdCl₂ + 2H₂O

Zn – повышает иммунитет. Карбоангидраза – катализирует обратимую гидратацию CO₂, отвечает за углеводный обмен. Карбоксипептидаза – катализирует процесс гидролиза пептидных связей.

О О

R₁ - C + Н₂O _{КОП Zn} R₁ - С + R₂ - NH₂

NH ОН

l

R₂

HgCl – сильный яд: дезинфицирующее средство, дубление кожи

62. Общая характеристика р-элементов, их расположение в периодической системе элементов. Строение электронных уровней для р-элементов. Характер изменения свойств р-элементов по периодам и подгруппам. Наиболее характерные степени окисления. Правило «четности». Органогенные р-элементы. Микроэлементы среди р-семейства.

30 элементов, lllа – Vll, находятся во ll и lll малых периодах, lV – Vl больших периодов. У р-элементов валентными являются s и p электроны внешнего уровня, число их равно номеру группы.

Общее электронное строение: ns²np^а, а = от 1 до 6.

При движении в периодах слева на право: атомные радиусы уменьшаются; величина энергия ионизации возрастает – приводит к нарастанию неметаллических и окислительных свойств

В главных подгруппах сверху вниз в связи с ростом радиуса величина энергии ионизации уменьшается т.е. металлические и восстановительные свойства возрастают.

р-элементы проявляют положительную степень окисления = номеру группы. Для р-элементов выполняется правило «четности»: элементы не четных групп проявляют нечетную степень окисления, а элементы четных групп проявляют четную степень окисления.

Р-элементы начиная с lVА группы проявляют отрицательную степень окисления(номер группы - 8)

При переходе вниз по группе устойчивость максимальной положительной степени окисления уменьшается и возрастает устойчивость низших степеней окисления.

Органогенные р-элементы: С, N, P, O, S

Микроэлементы среди р-семейства: Аs, Se

63. Свойства р-элементов III А группы. Изменение активности в подгруппе. Борные кислоты. Бура. Амфотерный характер алюминия, оксида и гидроксида алюминия. Соединения, характерные для таллия. Биологическая роль AI⁺³ и его соединений, применяемых в медицине.

В: …2s²2p¹ +3 AI: …3s²3p¹ +3 Ga: …4s²3d¹⁰4p¹ +3 In: …5s²4d¹⁰5p¹ +3 Tl: …6s²4f¹⁴5d¹⁰6p¹ +3, +1

В₂О₃ + Н₂О 2НВО₂ – метаборная

В₂О₃ + 3Н₂О 2Н₃ВО₃ – ортоборная

2В₂О₃ + Н₂О Н₂В₄О₇ - тетраборная

4 Н₃ВО₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O Бура

AI – типичный амфотерный элемент

AI₂O₃, AI(OH)₃ - амфотерные свойства

Металлические свойства AI выражены сильнее, чем у В

2AI + 6HCl + 12H₂O 2[Al(H₂O)₆]Cl₃ + 3H₂ - основные свойства

2Al + 6NaOH + 6H₂O 2Na₃[Al(OH)₃] + 3Н₂ - кислотные свойства

Al⁺³ – входит в состав ферментов; недостаток приводит к недостатку витамина В₁; избыток тормозит синтез гемоглобина. Фармакологическое действие солей Al основано на том, что Al⁺³ образуют с белками комплексы, выпадающие в виде гелей, препятствует проникновению микроорганизмам, снижает воспалительную реакцию.

KAl(SO₄)₂*12H₂O – для промывания ран, примочек, спринцеваний при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек.

(CH₃COO)₃Al – 8% раствор – жидкость Бурова, вяжущее и противовоспалительное действие

Al₂O₃*SiO₂*H₂O – белая глина, в стоматологии – состав пломбировочного материала

Свойства р-элементов lV А группы. Электронные формулы и степени окисления для углерода, кремния, германия, олова и свинца. Изменение химической активности в подгруппе, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений данных элементов. Оксиды р-элементов lV А группы и соответствующие им кислоты. Угольная, кремневая, поликремневая, оловянная, свинцовая кислота. Токсическое действие на организм свинца и его соединений.

С: …2s²2p² +2, +4, -4 Si: …3s²3p² +4,-4 - неметаллы

Ge: …4s²3d¹⁰4p² +4,+2 Sn: …5s²4d¹⁰5p² +4,+2 - амфотерные

Pb: …6s²4f¹⁴5d¹⁰6p² +4,+2 - типичный металл

СО₂

SiO₂ - H₂SiO₃ - все кремневые кислоты очень слабые, растворимые в воде силикаты подвержены гидролизу

SnO₂ – H₂SnO₃

PbO₂ - H₂PbO₃

Pb попадая в организм с пищей, воздухом, водой Pb депонирует в скелете. Pb взаимодействует и блокирует sh-группы белков в молекулах ферментов образуется альбуминат свинца. Альбуминаты не способны участвовать в биохимических процессах. Pb⁺² вытесняет естественные ионы металлов, ингибируя активность фермента.

65. Свойства р-элементов V А группы. Электронные формулы, характерные степени окисления. Закономерности изменения свойств элементов в подгруппе. Фосфор, кислородные соединения, соответствующие им кислоты. Свойства солей. Окислительно-восстановительная активность Р⁺⁵, Р⁺³ и Р^-3. Состав и биологическая роль АТФ и АДФ.

N: …2s²2p³ +5,+3,-3,-2,-1,0,+1,+2,+4 Р: …3s²3p³ +5,+3,-3 Аs: …4s²3d¹⁰4p³ +5,+3,-3 Sb:...5s²4d¹⁰5p³ +5,+3

Bi: …6s²4f¹⁴5d¹⁰6p³ +5, +3 – типичный металл

Р- существует в нескольких аллотропных модификаций. Наиболее изучен белый и красный фосфор.

Р⁺³ – окислитель и восстановитель

Р₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃РО₃ фосфористая кислота(фосфиты)

Р⁺⁵ – окислитель

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ фосфорная кислота

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ пирофосфорная

АТФ и АДФ – производные ди- и трифосфорных кислот

АТФ – бионеорганическое соединение, т.к. состоит из органической части – аденозина и неорганической – трех связанных в цепь фосфатных групп.

АДФ - бионеорганическое соединение, т.к. состоит из органической части – аденозина и неорганической – двух связанных в цепь фосфатных групп.

АТФ функционирует в клетке как промежуточный продукт, переносящий энергию и сопрягающий реакции, сопровождающиеся выделением и потреблением энергии.

66. Мышьяк, сурьма и висмут. Характерные степени окисления для мышьяка, сурьмы и висмута. Оксиды их кислотно-основный характер. Кислоты и соли мышьяка, сурьмы. Мышьяковистая и мышьяковая кислоты. Арсениты и арсенаты. Токсическое действие As⁺³. Биологическое действие As⁺⁵. Реакция Марша.

Аs: …4s²3d¹⁰4p³ +5,+3,-3 Sb:...5s²4d¹⁰5p³ +5,+3 Bi: …6s²4f¹⁴5d¹⁰6p³ +5, +3

As₂O₃ - амфотерный

Н₃AsO₃ - мышьяковистая кислота

As₂O₅ - кислотный

H₃AsO₄ - мышьяковая кислота

Арсениты и арсенаты – соли мышьяка.

Соединения As⁺⁵, As⁺³ очень токсичны(легко вступают в реакцию с белками)

As – накапливается в ногтях и волосах

Определение мышьяка в биологическом материале приводит в приборе по реакции Марша: 2AsH₃ = 2As + 3Н₂

На стенке прибора образуется «мышьяковое зеркало» - качественная реакции

Свойства р-элементов VI А группы. Электронные формулы и степени окисления. Степени окисления для кислорода. Активные формы кислорода, механизм действия на организм, ферментная антиоксидантная защита. Устойчивость водородных соединений элементов VI А группы. Окислительно-восстановительный характер соединений элементов данной группы.

О: …2s²2p⁶ -2,+2 S: …3s²3p⁴ -2,+2,+4,+6 Se: …4s²3d¹⁰4p⁴ -2,+4,+6 Те: …5s²4d¹⁰5p⁴ -2,+4,+6 Po: …6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁴

Активные формы О:

О₂ + ē О₂^º (супероксидный анион)

О₂^º + О₂^º + 2Н⁺ Н₂О₂ + О₂

Н₂О₂ + О₂^º 2ОН⁰ + О₂

ОН⁰ + О₂^º О₂* + ОН^-

О – состав всех биологических объектов

Н₂О₂ + Fe⁺² Fe⁺³ + ОН^- + ОН^. – реакция Фентона

С увеличением радиусов ионов Э^-2 и соответствующим ослаблением связей Э – Н. в том же направлении растет восстановительная способность Н₂Э. в водных растворах Н₂Э проявляют слабокислые свойства. Кислоты Н₂ЭО₃ в свободном состоянии неустойчивы. Соли этих кислот и сами кислоты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Кислоты состава Н₂ЭО₄ более устойчивы и в реакциях ведут себя как окислители.

68. Свойства серы и её соединений. Действие тяжелых металлов на серосодержащие ферменты. Свойства сероводорода, его токсичность. Сернистая, серная и тиосерная кислоты. Их соли. Оксиды и кислоты селена и теллура.

S – типичный неметалл; входит в состав аминокислот и белков; меркаптогруппа

Na₂S₂O₃*5H₂O – тиосульфат натрия – противовоспалительное, противотоксическое действие

Ионы тяжелых металлов, попадающие в организм, образуют плохо растворимые сульфиты.

CN^- взаимодействуя с серой образует менее токсичные тиоционаты.

H₂S – бесцветный газ с неприятным запахом. Весьма токсичное вещество, т.к. является ингибитором фермента цитохромоксидазы. Он блокирует перенос электронов с цитохромидазы на кислород.

При растворении SO₂ в воде образуется сернистая кислота H₂SO₃. Кислота образует соли двух типов: средние – сульфиты(Na₂SO₃) и кислые – водородсульфиты(NaHSO₃). SO₂ - газ с удушливым запахом, весьма ядовит.

Серная кислота H₂SO₄. Атмосферная влага с растворенными SO₂ и H₂SO₄ выпадает в виде кислотных дождейю

Тиосерная кислота H₂S₂O₃. Соль тиосерной кислоты натрий тиосульфат Na₂SO₃ - противотоксическое противовоспалительное действие.

SeO₃ и TeO₃ - кислотные оксиды. Селеновая кислота H₂SeO₄ и теллуровая H₂TeO₄ - кристаллические вещества с сильными окислительными свойствами.

Галогены. Электронные формулы. Степени окисления. Изменение химической активности в подгруппе. Водородные соединения галогенов. Хлорная вода. Жавелевая вода. Хлорная известь. Кислородные соединения хлора. Биологическая роль галогенов и применение их соединений в медицине.

F: …2s²2p⁵ -1 Cl: …3s²3p⁵ -1,+1,+3,+5,+7 Br: …4s²3d¹⁰4p⁵ -1,+1,+3,+5,+7 I: …5s²4d¹⁰5p⁵ -1,+1,+3,+5

Окислительные свойства от F к l уменьшаются. Водные растворы галогенидов образуют кислоты.

HF<HCl<HBr<HI → кислотность возрастает.

Cl₂ + H₂O HCI + HCIO хлорная вода

HCI+HCIO+2KOH=KCI+KCIO+2H₂O – жавелевая вода

2Ca(OH)₂+2CI₂=Ca(CIO)₂+2H₂O+CaCI₂ - хлорная известь

NaF – употребляют в качестве местного действующего наружного средства(зубная паста)

I₂ - в виде 5% раствора спиртового для стерилизации ран

NaI – для лечения зоба, щитовидной железы

KI – для лечения глазных заболеваний

CI₂ - обеззараживание питьевой воды

HCI- внутрь при недостаточной кислотности желудочного сока

NaBr – успокаивающее средство при нервных расстройствах

Физикохимия поверхностных явлений. Поверхностное натяжение и поверхностная энергия. Способы снижения поверхностного натяжения. Поверхностно-активные вещества, их строение. Поверхностная активность, изменение ее от природы растворенного вещества. Изотермы поверхностного натяжения. Правило Дюкло-Траубе. Применение ПАВ в медицине.

Живые организмы – системы с очень разными поверхностями раздела, к которым относят: кожные покровы, поверхность стенок кровеносных сосудов, слизистые оболочки, клеточные мембраны, мембраны ядер.

Поверхностное натяжение – сила, действующая на единицу длины границы раздела и обуславливающая сокращение поверхности жидкости (). Поверхностное натяжение можно уменьшить путем введения поверхностно-активных веществ и повышением температуры.

Величина поверхностной энергии равна произведению поверхностного натяжения на величину всей поверхностности.

Поверхностно-активные вещества – вещества, уменьшающие поверхностное натяжение на границе раздела жидкость газ. Гидрофильный момент молекулы склонны растворять в воде, полярная головка содержит длинный углеводородный хвост, имеющий гидрофобные свойства. В связи с особенностью своего строения соединения обладают дифильными свойствами.

Поверхностная активность – способность растворимых веществ изменять поверхностное натяжение растворителя.

Изменение её от природы растворенного вещества:

1. Растворенное вещество понижает поверхностное натяжение растворителя( _р-р < _о). ПАВ, g>0.
2. Растворенное вещество повышает поверхностное натяжение растворителя _р-р > _о).

Поверхносто-инактивные вещества(ПИВ), g<0.

1. Растворенное вещество не изменяет поверхностное натяжение растворителя( _р-р = _о). поверхностно-неактивные вещества(ПНВ)

Изотермы поверхностного натяжения – зависимость поверхностного натяжения при постоянной температуре от концентрации растворенного вещества.

ПИВ

ПНВ

ПАВ

Правило Дюкло-Траубе: поверхностная активность вещества одного и того же гомологичного ряда возрастает в 3раза, при удлинении углеродной цепи на одну группу СН₂ –

ПАВы применяются в хирургии, в качестве антисептических средств, в 300раз эффективнее фенола по губительному действию.

Адсорбция. Понятие адсорбента и адсорбтива. Адсорбционная система типа жидкость-жидкость. Уравнение Гиббса для расчета адсорбции, его анализ. Изотерма адсорбции. Строение адсорбционного слоя.

Адсорбция(Г) – самопроизвольные изменения концентрации растворенного вещества на границе раздела фаз.

Г= *

Адсорбент – вещество способное поглощать, т.е. адсорбировать другое вещество на своей поверхности.

Адсорбтив – адсорбируемое вещество.

Анализ уравнения Гиббса:

1. Если поверхностное натяжение с ростом концентрации уменьшается, то адсорбция увеличивается

<0, Г>0

1. Если поверхностное натяжение увеличивается с ростом концентрации, то адсорбция уменьшается

>0, Г<0

1. Если поверхностное натяжение не зависит от концентрации, тогда =0, Г=0

Изотерма адсорбции – зависимость адсорбции от концентрации ПАВ

I II III

1. При малых концентрациях адсорбция пропорциональна концентрации и она будет выражаться прямолинейным участком
2. С дальнейшим ростом концентрации рост адсорбции – параболическая кривая
3. При повышении концентрации адсорбция достигает предельного значения

При адсорбции полярная группа втягивается в воду в то время, как на полярный радикал выталкивается в неполярную фазу. При малых концентрациях углеводородные радикалы могут располагаться:

С ростом концентрации в растворе число молекул в поверхностном слое увеличивается. Неполярные цепи поднимаются и принимают вертикальное положение.

Адсорбция на неподвижных поверхностях раздела. Адсорбция и хемосорбция, их особенности. Природа адсорбента. Теория Лэнгмюра для описания хода изотермы адсорбции. Значение адсорбционных процессов для жизнедеятельности. Физико-химические основы адсорбционной терапии, гемосорбции, применение ионитов в медицине.

Иониты применяются для обессаливания воды, в ионно-обменной хроматографии, для выделения и очистки аминокислот, для консервирования крови.

Существование минимального значения поверхности натяжения у растворов ПАВ и предельного значения адсорбции позволили Лэнгмюру высказать предположение об ориентации адсорбированных молекул в поверхностном слое. При адсорбции полярная группа втягивается в воду в то время, как на полярный радикал выталкивается в неполярную фазу. При малых концентрациях углеводородные радикалы могут располагаться:

С ростом концентрации в растворе число молекул в поверхностном слое увеличивается. Неполярные цепи поднимаются и принимают вертикальное положение.

Механизм молекулярной адсорбции лежит в основе современных методов лечения гемосорбции(очистка крови от токсичных веществ с помощью различных адсорбентов). Применяется при почечной недостаточности, ри сильных отравлениях снотворными и фосфорорганическими соединениями.

Дата добавления: 2015-07-11