трусики женские украина

На головну

 Комплексні сполуки в аналітичній хімії - Хімія

Міністерство освіти і науки РФ

Державна освітня установа вищої професійної освіти

Далекосхідний державний університет

Інститут хімії та прикладної екології

Хімічний факультет

Кафедра неорганічної та елементорганічних хімії

Курсова робота тему:

Комплексні сполуки в аналітичній хімії

Виконав:

Іванов І.І.

Владивосток 2010

Зміст

Введення

1. Основні поняття і терміналогіі

2. Хімічний зв'язок в комплексних з'єднаннях і особливості їх будови

2.1 Тип гібридизації атомних орбіталей комплексоутворювача і структура внутрішньої сфери комплексної сполуки

3. Хімічні властивості комплексних сполук

3.1 Дисоціація в розчинах

3.2 Освіта комплексних сполук

3.3 Трансформація або руйнування комплексних сполук

3.4 Кислотно-основні властивості комплексних сполук

4. Комплексні сполуки в аналітичній хімії

4.1 Якісний аналіз катіонів

5. Комплексонометрія

5.1 Поняття

5.2 Комплексонометріческое титрування - Комплексонометрія

Висновок

Список використаної літератури

Введення

Велику групу хімічних сполук складають комплекси, в молекулах яких завжди можна виділити центральний атом або іон, навколо якого згруповані інші іони або молекулярні групи.

Комплекси мають винятково велике значення в живій і неживій природі. Гемоглобін, завдяки якому здійснюється перенесення кисню з легенів до клітин тканини, є комплексом заліза, а хлорофіл, відповідальний за фотосинтез в рослинах, - комплексом магнію. Значну частину природних мінералів, в тому числі багато силікати і поліметалічні руди, також складають комплекси. Хімічні методи вилучення металів з руд пов'язані з утворенням легкорозчинних, легкоплавких і високолетких комплексів. Сучасна хімічна промисловість широко використовує комплекси як каталізатори.

З використанням комплексів пов'язана можливість отримання різноманітних лаків і фарб, міцних електрохімічних покриттів, фотоматеріалів, надійних засобів переробки і консервування їжі.

Величезне значення мають комплексні сполуки в аналітичній хімії. Вони використовуються як в якісному, так і в кількісному аналізах. Така різноманітність застосувань полягає в особливостях будови, структурі хімічних зв'язків.

При вивченні літератури я перед собою ставив такі цілі:

- Мати уявлення про наступні поняттях і величинах: комплексообразователь, лиганд, координаційне число, дентатність лиганда, внутрішня і зовнішня сфери комплексної сполуки, хелатні і поліядерні комплексні сполуки;

- Знати особливості хімічного зв'язку у внутрішній сфері комплексних сполук; умови утворення, руйнування і трансформації комплексних сполук; особливості будови і функції в організмі міоглобіну, гемоглобіну, метгемоглобіну, цитохромов, іонофоров;

- Розуміти сутність металлолігандного гомеостазу та можливостей його порушення і відновлення; комплексонометрії і її застосування в санітарно-клінічному аналізі.

 1. Основні поняття і терміналогіі

Багато процесів життєдіяльності протікають за участю комплексних сполук. У живих організмах присутні комплексні сполуки біогенних металів з білками, вітамінами та іншими речовинами, що грають роль ферментів або виконують специфічні функції в обміні речовин. Характерною особливістю комплексних сполук є наявність в них хімічного зв'язку, що виникла по донорно-акцепторного механізму.

Тому сутність реакції комплексоутворення полягає у взаємодії двох протилежностей: акцептора електронної пари і донора електронної пари.

Комплексні сполуки - стійкі хімічні сполуки складного складу, в яких обов'язково є хоча б одна зв'язок, що виникла за донорно-акцепторного механізму.

Комплексні сполуки складаються з комплексообразователя і лігандів, що утворюють внутрішню сферу, і зовнішньої сфери, що складається з іонів, які компенсують заряд внутрішньої сфери.

Комплексоутворювач (центральний атом) - атом або іон, який є акцептором електронних пар, надаючи вільні атомні орбіталі, і займає центральне положення в комплексному з'єднанні.

Роль комплексообразователя в основному виконують атоми або іони d- і f-металів, так як вони мають багато вільних атомних орбіталей на валентном рівні і досить великий позитивний заряд ядра, за рахунок якого здатні притягувати електронні пари донорів. Число вільних атомних орбіталей, що надаються комплексоутворювачем, визначає його координаційне число. Значення координаційного числа комплексоутворювача залежить від багатьох факторів, але зазвичай воно дорівнює подвоєному заряду іона комплексообразователя. Найбільш характерними координаційними числами є 2, 4 і 6.

В комплексних сполуках комплексообразователь пов'язаний з лігандами.

Ліганди - молекули або іони, які є донорами електронних пар і безпосередньо пов'язані з комплексоутворювачем.

Зазвичай лигандами є іони або молекули, що містять неподіленого (вільні) електронні пари або достатньо рухливі ?-електронні пари.

Ліганди-аніони: F-, Cl-, Br-, I-, OH-, NO2-, CN-, CNS-, RCOO-

фторид хлорид бромід йодид гідроксид нітрит ціанід роданид карбоксилат

Ліганди-молекули: H2O, ROH, ROR, CO, NH3

вода спирти ефіри монооксид вуглецю аміак

За кількістю зв'язків, утворених лигандом з комплексоутворювачем, ліганди діляться на моно-, бі- і полідентатними. Всі вищевказані ліганди є монодентатно, так як вони виступають донорами тільки однієї електронної пари.

До бідентатного лигандам відносяться молекули або іони, що містять дві функціональні групи і здатні виступати донорами двох електронних пар:

H2NCH2CH2NH2-OOC-COO-, H2NCH2COOмолекула етілендіаміна діаніон щавлевої кислоти аніон аминоуксусной кислоти

Прикладами полідентатних лігандів є:

тетрааніон етилендиамінтетраоцетової кислоти (EDTA)

6-дентатність лиганд

У відповідності зі своєю дентатність лиганд може утворювати відповідне число зв'язків з комплексоутворювачем.

Ліганди координуються навколо комплексоутворювача, утворюючи внутрішню сферу комплексної сполуки.

Внутрішня сфера комплексної сполуки є сукупність центрального атома і лігандів.

У внутрішній сфері зв'язок комплексообразователя з лігандами має донорно-акцепторна походження і є ковалентним. При записі формули комплексного з'єднання його внутрішню сферу виділяють квадратними дужками, наприклад [NН4] С1; К3 [Fе (СN) 6]. Заряд внутрішньої сфери комплексної сполуки дорівнює сумі алгебри зарядів комплексоутворювача і всіх лігандів. Внутрішня сфера може бути:

а) заряджена позитивно - катіон:

[Сu2 + (NН3) 40] zz = +2 + 4 -0 = +2

б) заряджена негативно - аніон:

[Fe3 + (CN-) 6] zz = +3 + 6 * (- 1) = -3

в) електронейтральна:

[Fе0 (СО) 0] zz = 0 + 5 * 0 = 0

Відповідно до зарядом внутрішньої сфери комплексні сполуки підрозділяються на аніонні, катіонні і нейтральні комплекси.

Заряд внутрішньої сфери компенсується іонами зовнішньої сфери комплексної сполуки.

Зовнішня сфера комплексної сполуки - це позитивно чи негативно заряджені іони, нейтралізуючі заряд комплексного іона і пов'язані з ним іонним зв'язком.

Сумарний заряд іонів зовнішньої сфери завжди дорівнює за значенням і протилежний за знаком заряду внутрішньої сфери, щоб молекула комплексного з'єднання була електронейтральна

[Сu (NH3) 4] S04

внутрішня зовнішня

сфера сфера

2. Хімічний зв'язок в комплексних з'єднаннях і особливості їх будови

В освіті хімічного зв'язку у внутрішній сфері комплексного з'єднання найважливішу роль відіграє донорно-акцепторної взаємодії лігандів і комплексообразователя. При цьому між ними виникає ковалентний і не сильно полярна зв'язок. Саме цим пояснюються головні особливості властивостей внутрішньої сфери комплексу: строго певний просторове розташування лігандів навколо комплексоутворювача і досить висока стійкість до дисоціації зв'язку ліганда з комплексоутворювачем. Спочатку розглянемо структуру внутрішньої сфери комплексної сполуки. Комплексоутворювач надає вільні орбіталі, які формуються з незайнятих s-, p- і d-атомних орбіталей зовнішніх електронних шарів. При цьому комплексообразователь надає не чисті s-, р- і d- орбіталі, а енергетично рівноцінні гібридні орбіталі, осі яких певним чином розташовуються в просторі. Це і створює структуру внутрішньої сфери комплексу, яка визначається типом гібридизації вихідних вільних атомних орбіталей комплексоутворювача.

2.1 Тип гібридизації атомних орбіталей комплексоутворювача і структура внутрішньої сфери комплексної сполуки

Для комплексних сполук, що містять у внутрішній сфері різні ліганди, характерна геометрична ізомерія, яка спостерігається в тих випадках, коли при однаковому складі внутрішньої сфери ліганди в ній розташовуються по-різному відносно один одного. Якщо два однакових лиганда розташовані поруч, то таке з'єднання називається цис-ізомером, якщо ці ліганди розташовані по різні сторони від комплексообразователя, то це трансізомерів. Наприклад, комплекс [Pt (NН3) 2Сl2]. Геометричні ізомери комплексних сполук розрізняються не тільки за фізичними та хімічними властивостями, але і з біологічної активності. Так, цис-ізомер комплексу [Pt (NН3) 2Сl2] проявляє яскраво виражену протипухлинну активність, а трансізомери - ні. Отже, не тільки склад, але і геометрія внутрішньої. Ефективність донорно-акцепторної взаємодії ліганда і комплексообразователя, а отже, і міцність зв'язку між ними визначаються їх поляризуемостью, т. Е. Здатністю трансформувати свої електронні оболонки під зовнішнім впливом. За цією ознакою реагенти підрозділяються на "жорсткі", або малополярізуемие, і "м'які" - легкополярізуемие. Поляризованість атома, молекули або іона насамперед залежить від розміру молекули і числа електронних шарів. Чим менше радіус і число електронів у частинки, тим менш вона поляризованість. Частинки з великим радіусом і великим числом електронів, навпаки, легко поляризуються. За цими ознаками можна розташувати в ряд комплексообразователи і ліганди, що беруть участь у процесах метаболізму:

Комплексообразователи:

Збільшення м'якості комплексообразователя:

a a a a a a a a a a a a a a a a a a a

Na +, K +, Mg2 +, Ca2 +, Mn2 +, Fe2 +, Со2 +, Ni2 +, Сu2 +, Zn2 +, Сd2 +, Pb2 +, Hg2 +.

Збільшення м'якості лиганда:

a a a a a a a a a a a a a

F-, ОН-, Н2О, Сl-, Вr-, I-, RСОO-, NR3, RSН, СN-

Відповідно до загальним принципом "подібне в подібному" і специфікою донорно-акцепторної взаємодії найбільш міцна і стійка до дисоціації ковалентний зв'язок виникає між м'якими комплексоутворювачами і м'якими лігандами. З урахуванням того що білки, включаючи ферменти, містять м'які легкополярізуемие групи -СОO-, -NН2і -SН, стає зрозумілим, чому все "метали життя", що відносяться до (d-елементів, в організмі зустрічаються практично тільки у вигляді комплексів з біосубстратами. З іншого боку, ясно, чому катіони важких металів Сd2 +, Рb2 +, Нg2 + сильно токсичні. Ці катіони дуже "м'які", особливо катіон Нg2 +, і тому вони активно утворюють міцні комплекси з життєво важливими белоксодержащіх субстратами, порушуючи їх метаболізм. Особливо легко в реакцію комплексоутворення вступають білки, що містять групу -SН:

2RSН + 2Нg2 + e [R-S-Не S-R] + 2Н +

Схильністю до комплексоутворення пояснюється також токсичність ціанідів, так як аніон СN --- дуже м'який лиганд - активно взаємодіє з катіонами d-металів в комплексах, заміщаючи в них биосубстратов і тим самим інактівіруя ці біокомплекси. Катіони Na ??+ і К + внаслідок своєї жорсткості практично не утворюють стійких комплексів з біосубстратами і в фізіологічних середовищах знаходяться в основному у вигляді гідратованих іонів. Катіони Мg2 + і Са2 + здатні утворювати досить стійкі комплекси з білками, і тому в фізіологічних середовищах вони зустрічаються як в ионизованном, так і в зв'язаному стані (у вигляді комплексів з білками, а також нерозчинних солей - фосфатів, оксалатів і уратів). Таким чином, міцність і стійкість до дисоціації ковалентного зв'язку між комплексоутворювачем і лігандами залежить від їхньої природи, і насамперед від здатності викликати і проявляти поляризованість.

 3. Хімічні властивості комплексних сполук 3.1 Дисоціація в розчинах

У розчинах комплексні сполуки можуть піддаватися первинної та вторинної дисоціації.

Первинна дисоціація комплексного сполуки - це розпад комплексної сполуки в розчині на комплексний іон внутрішньої сфери та іони зовнішньої сфери.

У водних розчинах первинна дисоціація комплексних сполук пов'язана з розривом в них іонної зв'язку, і тому вона практично необоротна і її рівняння слід записувати так:

[Ag (NН3) 2] Сl e [Ag (NН3) 2] ++ Сl-

К4 [Fе (СN) 6] e 4К ++ [Fе (СN)] 4-

Що виникає в результаті первинної дисоціації рухливий комплексний іон поводиться в розчині як ціла самостійна частинка з характерними для неї властивостями. Тому у водних розчинах комплексних сполук, як правило, не можна виявити присутність іонів або молекул, що входять до складу внутрішньої сфери. Так, у водних розчинах [Аg (NН3) 2] Сl вдається виявити присутність катіонів Аg + і молекул NН3, в розчинах К4 [Fе (СN) 6] - катіонів Fе2 + та аніонів СN-,

Вторинна дисоціація комплексного з'єднання -це розпад внутрішньої сфери комплексу на складові її компоненти.

Вторинна дисоціація пов'язана з розривом ковалентного зв'язку, тому вона сильно утруднена і має яскраво виражений рівноважний характер подібно дисоціації слабких електролітів. Відрив лігандів з внутрішньої сфери комплексного іона відбувається ступінчасто:

1-й ступінь: [Ag (NН3) 2] + ?a [Ag (NН3)] ++ NH3

2-й ступінь: [Ag (NН3)] + ?a Ag ++ NH3

Вторинна дисоціація, як всякий рівноважний процес, характеризується константою рівноваги, причому кожна стадія має свою константу. Для кількісної характеристики стійкості внутрішньої сфери комплексної сполуки використовують константу рівноваги, що описує повну її дисоціацію, звану константою нестійкості комплексу Kнест. Для комплексного іона [Аg (NН3) 2] + вираз константи нестійкості має вигляд: Чим менше Кнест, тим стабільніше внутрішня сфера комплексу, т. Е. Тим менше вона дисоціює у водному розчині. Значення Кнесткомплексних сполук, наведені в табл. 2, свідчать про те, що в результаті процесу комплексоутворення відбувається дуже міцне зв'язування іонів у водних розпорах, особливо іонів комплексообразователей. Отже, для зв'язування іонів з розчину можна надзвичайно ефективно використовувати реакцію комплексоутворення. Особливо ефективне зв'язування іонів комплексообразователя відбувається при реакції з полідентатними ("многозубимі") лигандами. Ці ліганди завдяки наявності в них двох і більше електронодонорних центрів здатні утворювати декілька зв'язків з іонами металів, формуючи стійку циклічну структуру. Образно кажучи, іон металу захоплюється полідентатними лигандом подібно жертві, що потрапила в клешні рака. У зв'язку з цим такі комплексні сполуки отримали назви хелатов.

Таблиця 2 Константи нестійкості комплексних іонів

 Комплексний іон Кнест

 [NH 4] + / NH 3 + H +

 5,4 * 10 -10

 [Ag (NН 3) 2] + / Ag + + 2NH 3

 9,3 * 10 -8

 [Cu (NH 3) 4] 2+ / Cu 2+ + 4NH 3

 2,1 * 10 -13

 [Zn (OH) 4] 2- / Zn 2+ + 4OH -

 3,6 * 10 -16

 [Fe (CN) 6] 3 / Fe 3+ + 6CN -

 1 * 10 -31

 [Fe (CN) 6] 4 / Fe 2+ + 6CN -

 1 * 10 -36

Хелати - стійкі комплекси металів з полідентатними лигандами, в яких центральний атом є компонентом циклічної структури.

Одними з найбільш ефективних хелатообразующіх лігандів є етилендіамінтетраоцтової кислоти (ЕDТА) або її динатрієва сіль, звана трилон Б:

НООССН2СН2СООН

N-СН2-СН2-N

НООССН2СН2СООН

ЕDТА

НООССН2СН2СООН

N-СН2-СН2-N

НООССН2СН2СОOH

трилон Б (Nа2Н2Т)

ЕDТА утворює стійкі комплекси практично з катіонами всіх металів, за винятком лужних, тому ЕDТА широко використовується в аналітичній практиці для визначення вмісту іонів різних металів, а в медицині - як детоксиканта для виведення з організму іонів важких металів у вигляді розчинних комплексів.

Серед природних лігандів варто виділити макроциклічні полідентатними ліганди, всередині яких розміщується комплексообразователь. Макроциклічними лигандами є порфірини, близькі їм за структурою Корріна, а також білки. У цьому випадку лиганд називається "господар", а комплексоутворювач - "гість". У таких комплексах комплексообразователь ізольований від навколишнього середовища і може утримуватися міцно, наприклад в гемоглобіні, цитохромах, вітаміні В12, хлорофілі, або слабо, наприклад в іонофоров, що використовуються для транспорту катіонів металів через мембрани.

У природі зустрічаються поліядерні комплексні сполуки. Для них характерна наявність у внутрішній сфері декількох комплексообразователей як одного виду (наприклад, залізо в железосеропротеінов [FexSxРгоt]), так і різних (наприклад, в цитохромоксидази містяться одночасно катіони заліза і міді). Таким чином, склад, структура і міцність внутрішньої сфери природних комплексних сполук надзвичайно різноманітні, і тому вони можуть виконувати різні функції в живих сістемах.3.2 Освіта комплексних сполук

Як відомо, реакції в розчинах завжди протікають у напрямку найбільш повного зв'язування іонів, у тому числі за рахунок утворення комплексних сполук, в яких в результаті донорно-акцепторної взаємодії виникає стійка внутрішня сфера.

FеCl3 + 6КСNS e К3 [Fе (СNS) 6] + ЗКСl

(Fе3 ++ 6СНS-e [Fе (СNS) 6] 3)

Внаслідок утворення стійких комплексів можливо навіть розчинення тих опадів, які посилають в розчин за рахунок дисоціації растворившейся частини речовини вкрай невелика кількість іонів, здатних з доданим реагентом утворювати стійку внутрішню сферу комплексу:

Zn (ОН) 2+ 2NаОН e Nа2 [Zn (ОН) 4]

(Zn (ОН) 2+ OH-e [Zn (ОН) 4] 2-)

Завдяки утворенню комплексу відбувається зв'язування молекули аміаку (газоподібного лиганда):

NН3 + НС1 e [NН4] С1 (NН3 + Н + e [NН4] +)

NН3 + Н20 ?a NН3- Н20

У кислому середовищі відбувається міцне зв'язування NН3вследствіе освіти комплексного іона [NН4] +, а в нейтральній і лужному середовищі має місце конкуренція за міцне зв'язування катіонів водню між аніоном ОН- (Ка = КH2O = 1,8 * 10-16) і молекулою аміаку ( Ка = Кнест (NH4 +) = 5,4 * 10-10). З порівняння констант відповідних рівноваг видно, що молекула води утримує катіон Н + значно сильніше, ніж комплексний іон [NН4] +. Тому використовувати формулу гідроксиду амонію NН4ОН некоректно, а слід зображувати результат взаємодії між молекулами води й аміаку у вигляді NН2- Н2О - комплексу-асоціата (гідрату аміаку). Водний розчин аміаку, званий у побуті нашатирним спиртом ", використовується в медичній практиці як джерело аміаку і засіб швидкої допомоги для збудження дихання і виведення з непритомного стану. Таким чином, комплексне з'єднання виникає в тих випадках, коли донорно-акцепторної взаємодії комплексообразователя з лігандами призводить до їх міцному зв'язуванню з формуванням стійкої внутрішньої сфери.3.3 Трансформація або руйнування комплексних сполук

Трансформація або руйнування комплексного з'єднання відбувається в тих випадках, коли компоненти його внутрішньої сфери, вступаючи у взаємодію з доданим реагентом, зв'язуються або трансформуються внаслідок утворення: а) більш стійкого комплексу; б) малодиссоциирующий з'єднання; в) малорастворимого з'єднання; г) окисно-відновних перетворень. Проілюструємо ці положення на прикладах.

А. Трансформація комплексу з утворенням більш стійкого комплексу в результаті:

- Більш міцного зв'язування лігандів з новим комплексоутворювачем, т. Е. Реакції обміну комплексообразователя:

[Сu (NН3) 4] S04 + 2Н2SО4a СіSО4 + 2 [NН4] 2SО4

([Сu (NН3) 4] 2 + 4Н + a Сu2 ++ [NН4] +)

- Більш міцного зв'язування комплексоутворювача з новим лигандом, т. Е. Реакції обміну лігандами у внутрішній сфері:

[Pt (NH3) 4Cl2] + 4КСN a К2 [Рt (СN) 4] + 4NН3 + 2КСl

([Pt (NH3) 4Cl2] + 4СN-a [Рt (СN) 4] 2- + 4NH3)

Заміна лігандів у внутрішній сфері комплексного з'єднання протікає східчасто, причому при наявності різних лігандів спочатку заміщається той ліганд, зв'язок якого з комплексоутворювачем лабильна:

[Рt (NН3) 2С12] + КI a [Рt (NН3) 2ClI] + КС1

([Рt (NН3) 2С12] + I-a [Рt (NН3) 2СlI] + Сl-)

Розглянуті реакції трансформації комплексних сполук завжди протікають в бік утворення більш стійких комплексних сполук, у яких константа нестійкості внутрішньої сфери менше, ніж у вихідних сполук.

Б. Руйнування гідроксокомплексів в кислому середовищі через утворення малодисоційованих з'єднання

Nа2 [Zn (ОН) 4] + 4НС1 a 2NaCl + ZnCl2 + 4Н2O

([Zn (ОН) 4] - + 4Н + a Zn2 ++ 4Н20)

В. Руйнування комплексної сполуки з утворенням малорастворимого з'єднання, в якому комплексообразователь або ліганд зв'язаний міцніше, ніж в комплексі:

[Ag (NH3) 2] Cl + KI aAgI + 2КСl + 2NН3

([Ag (NH3) 2] ++ I-a AgI + 2NH3)

Г. Руйнування або трансформація комплексного з'єднання в результаті окислювально-відновних перетворень:

- Лиганда:

K2 [CdI4] + Cl2a 2КСl + СdС12 + 2I2

([CdI4] 2- + Cl2a Сd2 ++ 2I2 + 4Сl-)

- Комплексообразователя:

2К4 [Fе (СN) 6] + С12a 2К3 [Fе (СN) 6] + 2КС1

(2 [Fе (СN) 6] 4 + С12a 2 [Fе (СN) 6] + 2Сl-)

Процес комплексоутворення сильно впливає на величини відновних потенціалів катіонів d-металів. Якщо відновлена ??форма катіона металу утворює з даними лигандом більш стійкий комплекс, ніж його окислена форма, то потенціал зростає. Зниження потенціалу відбувається, коли більш стійкий комплекс утворює окислена форма. Ілюстрацією сказаному є наступні дані.

Fe3 ++ e-?a Fe2 +

?0 '= 0,35 B

Ці особливості окисно-відновних властивостей іонів "металів життя" в Біокомплекси дуже важливі для розуміння біохімічних процесів, що протікають при їх участіі.3.4 Кислотно-основні властивості комплексних сполук

Комплексні сполуки можуть проявляти кислотно-основні властивості за рахунок іонів Н + і ОН ~ зовнішньої сфери:

кислоти: H2 [SiF6] a 2Н ++ [SiF6] 2-

заснування: [Аg (NН3) 2] ОН a [Аg (NН3) 2] ++ ОН-

і, крім того, за рахунок дисоціації їх лігандів. Останнє особливо характерно для природних комплексів, що містять білки, які, як відомо, є амфолітов. Наприклад, гемоглобін (ННb) або оксигемоглобін (ННbО2) виявляють кислотні властивості за рахунок кислотних груп білка глобіну, що є лігандом:

ННb a Н ++ Hb-ННЬО2?a Н ++ HbO2

У той же час аніон гемоглобіну за рахунок аміногруп білка глобіну проявляє основні властивості і тому пов'язує кислотний оксид С02с освітою аніону карбаміногемоглобіна (НbСО2) -:

СО2 + Hb-a (НbCО2) -

За допомогою цього з'єднання СО2транспортіруется з тканин у легені, де, вступаючи в реакцію з більш сильною кислотою оксигемоглобіном, перетворюється на слабку нестійку кислоту ННbСО2, яка розпадається на гемоглобін з виділенням СО2.

(НbСО2) - + ННbО2?a НbО2- + ННb + СО2

Кислотно-основні властивості лігандів, пов'язаних з комплексоутворювачем, часто виражені більш яскраво, ніж кислотно-основні властивості вільних лігандів.

 4. Комплексні сполуки в аналітичній хімії 4.1 Якісний аналіз катіонів

Перша група катіонів

У першу аналітичну групу катіонів входять іонів калію K +, натрію Na +, амонію NH4 + і магнію Mg2 +. На відміну від катіонів інших груп більшість солей калію, натрію, амонію, легко розчиняються у воді. Іон Mg2 + властивостями дещо відрізняється від інших катіонів цієї групи. Він утворює важкорозчинні у воді гідрат окису, фосфорнокислим і вуглекислу солі. Оскільки нерозчинність у воді вуглекислих солей - найважливіший аналітичний ознака катіонів другої групи, то Mg2 + іноді відносять до неї. Але вуглекислий магній добре розчинний у амонійних солях. А так як відділення катіонів другої групи від катіонів першої групи розчинний (NH4) 2CO3проводят присутності NH4Cl, то в ході аналізу Mg2 + виявляється не в осаді з другою групою, а в розчині з першою групою.

Реакції катіонів калію

Реакція з кобальтінітрітом натрію Na3 [Co (NO2) 6].

Кобальтінітріт натрію в нейтральному або оцтовому розчині дає з іонами калію жовтий кристалічний осад кобальтінітріта калію-натрію:

2KCl + Na3 [Co (NO2) 6] = K2Na [Co (NO2) 6] + 2NaCl

або в іонному вигляді:

гібридизація атомний кислотний дисоціація титрування

2K ++ Na ++ [Co (NO2) 6] 3 = K2Na [Co (NO2) 6]

Іон NH4 + дає аналогічний осад.

Виконання.

Реакція можна виконати не крапельної платівці і в пробірці. До 3-4 крапель розчину KCl або KNO3прібавілі 2-3 краплі розчину реактиву. У лужному середовищі реакція проводити не можна, тому що від лугу реактив розкладається, утворюючи гідрат окису кобальту:

Na3 [Co (NO2) 6] + 3NaOH = Co (OH) 3+ 6NaNO2

Розглянута реакція на іон K + більш чутлива, ніж з Гідротартрат натрію. Тому саме нею і користуються для осадження іона K + із сироватки при перманганатометріческом визначенні калію в крові.

Реакції катіонів амонію

Реакція з реактивом Несслера

(Лужний розчин ртутноіодістого калію K2 [HgI4]).

Цей реактив дає з амонійними солями червонувато-коричневий осад складу [NH2Hg2O] I (його структурна формула HO - Hg -NH - I):

NH4Cl + 2 K2 [HgI4] + 4KOH = [NH2Hg2O] I + 7KI + KCl + 3H2O

або в іонному вигляді:

NH4 ++ 2 [HgI4] - + 4OH- = [NH2Hg2O] I + 7I- + 3H2O

При дуже малих кількостях солей амонію замість осаду отримує жовтий розчин. Реакція дуже чутлива. Вона застосовується в біохімічному аналізі для визначення загального азоту в крові, сечовини, в санітарно-гігієнічних лабораторіях - при аналізі води, повітря, харчових продуктів (зокрема м'яса) і т.д.

Виконання.

А. До 1-2 краплях розведеного розчину аммонийной солі на крапельної платівці додати 3-4 краплі реактив Несслера випадання червонувато-коричневого осаду. Реактив Несслера додавати у надлишку, так як осад розчинний у великій кількості амонійних солей.

Друга група катіонів

До другої аналітичної групи катіонів належать іони Ba2 +, Ca2 +, Sr2 +.

Кальцій, стронцій, барій називаються лужноземельними металами. За своєю активності вони лише трохи поступаються лужним металам. Утворені ними гідрати окислів є сильними підставами; їх розчинність зростає із збільшенням порядкового номера металу.

Лужноземельні метали утворюють велику кількість солей; з них розчинні галоїдні, азотнокислі, оцтовокислі і кислі вуглекислі. Груповий реактив цієї групи катіонів - вуглекислий амоній (NH4) 2CO3, який утворює з іонами Ba2 + і Ca2 + розчинні у воді середні солі BaCO3і CaCO3.

Реакції катіонів кальцію

Реакція з ферроцианида калію K4 [Fe (CN) 6].

Цей реактив із солями кальцію у присутності солей амонію утворює білий кристалічний осад ферроцианида кальцію та амонію Ca (NH4) 2 [Fe (CN) 6]:

CaCl2 + 2NH4Cl + K4 [Fe (CN) 6] = Ca (NH4) 2 [Fe (CN) 6] + 4KCl

або в іонному вигляді:

Ca2 ++ 2 NH4 ++ [Fe (CN) 6] 4 = Ca (NH4) 2 [Fe (CN) 6]

Виконання.

До 3-5 крапель розчину CaCl2прібавіть по 3-5 крапель NH4Cl і NH4OH і 5-6 крапель розчину K4 [Fe (CN) 6]. Суміш нагріти 2-3 хвилини на водяній бані.

Спостерігати випадання осаду. У оцтової кислоти цей осад розчиняється.

Третя група катіонів

До третьої аналітичної групи катіонів належать іони Al3 +, Cr3 +, Fe2 +, Fe3 +, Mn2 +, Zn2 +.

Сірчисті з'єднання катіонів цієї групи не розчиняються у воді (на відміну від першої та другої груп), але розчинні в розведених в мінеральних кислотах (на відміну від четвертого і п'ятої груп). Внаслідок цього сірководень не осаджує катіони третьої групи з кислих розчинів. З нейтральної розчинів сірководень теж або зовсім не осаджує катіони третьої групи, тому що або осадження їх виявляється неповне (Zn2 +), так як утворюються вільні кислоти. Тому для повного осадження катіонів третьої групи у вигляді сірчистих сполук замість сірководню застосовується його добре диссоційовані солі.

Груповий реактив на катіони третьої групи - сірчистий амоній (NH4) S.

Хлористі, сірчанокислий, і азотнокислі солі цих елементів розчинні у воді. Розчини їх внаслідок гідролізу мають слабокислу реакцію.

Реакції катіонів тривалентного заліза

Реакція з гексаціаноферрат (II) калію K4 [Fe (CN) 6] 3.

K4 [Fe (CN) 6] дає з солями Fe3 + в кислому середовищі синій осад званої берлінської блакиті:

4FeCl3 + 3 K4 [Fe (CN) 6] = Fe4 [Fe (CN) 6] 3+ 12KCl

або в іонному вигляді:

4Fe3 ++ 3 [Fe (CN) 6] = Fe4 [Fe (CN) 6] 3

Виконання.

До 4-5 крапель розчину FeCl3добавіть 2-3 краплі соляної кислоти і 4-5 крапель розчину реактиву. Спостерігати випадання осаду железистосинеродистий заліза. Реакція дуже чутлива і застосовується для відкриття іонів Fe3 + в аналізованому розчині. Луги розкладають берлінську блакить з утворенням Fe (OH) 3. До осаду Fe4 [Fe (CN) 6] 3пріліть 8-10 крапель розчину їдкого натру і сильно струснути. Реакція можна виконувати крапельним методом на фільтрувальної папері або на крапельної платівці.

Реакції катіонів двовалентного заліза

Реакція з Гексаціаноферат (III) калію K3 [Fe (CN) 6].

K3 [Fe (CN) 6], званий червоної кров'яної сіллю, дає з солями Fe2 + в кислому середовищі темно-синій осад железосинеродистого закису заліза (турнбулевої синь) Fe3 [Fe (CN) 6] 2:

3FeSO4 + K3 [Fe (CN) 6] = Fe3 [Fe (CN) 6] 2+ K2SO4

або в іонному вигляді:

3Fe2 ++ [Fe (CN) 6] 3 = Fe3 [Fe (CN) 6] 2

Виконання.

До 5-6 крапель розчину солі Fe2 + додати 2-3 краплі соляної або сірчаної кислоти (для придушення гідролізу солі) і 2-3 краплі розчину реактиву. Негайно ж випадає темно-синій осад турнбулевой сини. Це найбільш чутлива реакція на іон Fe2 +.

Осад Fe3 [Fe (CN) 6] 2разлагается лугами з утворенням Fe (OH) 2:

Fe3 [Fe (CN) 6] 2+ 6 NaOH = 3Fe (OH) 2+ 2 Na3 [Fe (CN) 6]

або в іонному вигляді:

Fe3 [Fe (CN) 6] 2+ 6OH- = 3 Fe (OH) 2 + [Fe (CN) 6] 3

До осаду турнбулевой сини долити кілька крапель розчину їдкого натру.

Реакція з залізосиньородистим калієм зручно проводити крапельним методом на фільтрувальної папері або на крапельної платівці.

Реакції катіонів цинку

Реакція з гексаціаноферрат (II) калію K4 [Fe (CN) 6] 3.

K4 [Fe (CN) 6] утворює з іонами цинку білий осад железистосинеродистий калію і цинку:

3ZnCl2 + 2K4 [Fe (CN) 6] = Zn3K2 [Fe (CN) 6] 2+ 6KCl

або в іонному вигляді:

3Zn2 ++ 2 K + 2 [Fe (CN) 6] = Zn3K2 [Fe (CN) 6] 2

Виконання.

До 4-5 крапель розчину солі цинку додати 4-5 крапель розчину реактиву. Нагріти суміш до кипіння. Спостерігати утворення осаду.

У кислотах не розчиняється, але розчиняється в їдких лугах з утворенням цинкату.

Четверта група катіонів

Ставляться катіони Hg2 +, Cu2 +, Bi3 +, Ag +, Pb2 +.

Сірчисті з'єднання цих металів не розчинні в розбавлених кислотах. Осідають вони сірководнем в кислому середовищі і таким чином можуть бути відокремлені від катіонів 1, 2, 3-ї груп. На цій підставі сірководень в кислому середовищі вважається їх груповим реактивом.

Багато катіони 4-ї групи схили до утворення міцних комплексів з аміаком, ціанистими сполуками та іншими речовинами, що з успіхом використовується в аналітичній хімії.

Реакції катіонів міді

Реакція з гексаціаноферрат (II) калію K4 [Fe (CN) 6] 3.

K4 [Fe (CN) 6] виділяє з розчину солей двухвалентной міді червоно-бурого осад железистосинеродистий міді Cu2 [Fe (CN) 6]:

2CuSO4 + K4 [Fe (CN) 6] = Cu2 [Fe (CN) 6] + 2K2SO4

або в іонному вигляді:

2Cu2 ++ [Fe (CN) 6] 4 = Cu2 [Fe (CN) 6]

Осад не розчинний у розведених кислотах, але розчиняється в NH4OH, утворюючи аміакати міді:

Cu2 [Fe (CN) 6] + 12NH4OH = 2 [Cu (NH4) 3] (OH) 2+ (NH4) 4 [Fe (CN) 6] + 8H2O

або в іонному вигляді:

Cu2 [Fe (CN) 6] + 8NH3 = 2 [Cu (NH4) 3] 2 ++ [Fe (CN) 6] 4

П'ята група катіонів

До п'ятої аналітичної групи належать катіони миш'яку, сурми, олова.

Сірчисті з'єднання цих елементів не розчиняються у розбавлених кислотах. Від сірчистих сполук катіонів 4-ї групи сірчисті з'єднання катіонів 5-ї групи відрізняє розчинність в багатосірнисті амонії з утворенням так званих сульфосолей. Це дозволяє відокремити сірчисті сполуки миш'яку, сурми, олова від не розчинні в багатосірнисті амонії сірчисті з'єднання 4-ї групи.

Груповий реактив на іони 5-ї групи - багатосірнисті амоній, який являє собою суміш (NH4) 2S з (NH4) 2S2, (NH4) 2S3і іншими подібними сполуками аж до (NH4) 2S9. Багатосірнисті амоній готують, розчиняючи сірку в сірчистому амонії. Він є окислювачем.

5. Комплексонометрія 5.1 Поняття

У санітарно-клінічному аналізі для кількісного визначення іонів металів широко використовується Комплексонометрія.

Комплексонометрія - метод кількісного аналізу, заснований на реакції комплексоутворення з отриманням міцних хелатних сполук металів з комплексонами.

Комплексонами називаються полідентатними ліганди, здатні утворювати стійкі хелатні комплексні сполуки. В аналітичній практиці як комплексона найчастіше використовують трилон Б, що позначається для стислості Na2H2T. Цей 6-дентатність лиганд утворює дуже стійкі комплекси з більшістю катіонів металів. Метод комплексонометрії на основі трилону Б називається трілонометріей. Найбільш цінною властивістю трилону Б є його здатність утворювати дуже стійкі безбарвні комплекси з катіонами більшості металів, при цьому реакція завжди протікає у співвідношенні 1: 1 і з витісненням двох протонів, незалежно від заряду катіона металу:

М ++ (Н2Т) 2-ce [МТ] 3- + 2Н +

М2 ++ (Н2Т) 2-ce [МТ] 2- + 2Н +

М3 ++ (Н2Т) 2-ce [МТ] - + 2Н +

М4 ++ (Н2Т) 2-ce [МТ] ° + 2Н +

З огляду на оборотність цієї взаємодії, необхідно підтримувати певне значення pH для забезпечення повного протікання аналітичної реакції. Оптимальне значення рН визначається стійкістю комплексу і розчинність гідроксиду визначається металу.

Для встановлення точки еквівалентності в комплексонометрії застосовують металлоіндікатори. Особливостями цих індикаторів, точніше їх аніонів, є здатність утворювати з катіоном визначається металу комплекс, забарвлення якого відрізняється від забарвлення вільного аніону індикатора:

M2 + Ind2-ce [MInd] 0

Катіон визначається металу в присутності і аніона індикатора Ind2-, і аніона трилону Б (Н2Т) 2-взаємодіє з обома речовинами, але більше з тим, яке утворює більш стійкий комплекс:

(H2T) 2-Ind2-

[MT] 2- + 2H + ?a M2 + ?a [Mind]

Умова Кнест (MT2-) <Кнест (Mind)

c c c c c c c c c c c c c c

Змішання рівноваги при трілонометріі

Тому, щоб рівновага була зміщена в бік комплексу з трилоном Б [МТ] 2-, його стійкість повинна бути більше, т. Е. Кнест (MT2-) <Кнест (Mind)

При додаванні до аналізованого розчину індикатор утворює спочатку комплекс [МInd] і розчин приймає забарвлення II, характерну для цього комплексу. При додаванні до пофарбованому розчину розчину трилону Б він спочатку реагує з вільними іонами аналізованого металу з утворенням безбарвного комплексу [МТ] 2-й тільки поблизу стану еквівалентності відбувається руйнування комплексу з індикатором [МInd] відповідно до реакції:

[МInd] 0 + (Н2Т) 2-e [МТ] 2- + Ind2- + 2Н +

У точці еквівалентності забарвлення розчину різко змінюється (забарвлення II e забарвлення I), так як комплекс з індикатором остаточно зникає, а в розчині містяться тільки вільний індикатор і безбарвний комплекс [МТ] 2-. Таким чином, процес, що протікає при трилонометричний визначенні, наприклад, двозарядний катіона металу, відображають наступні реакції:

I стадія: М2 ++ Ind2-e [МInd] 0

забарвлення I забарвлення II

II стадія: АМ2 ++ а (Н2Т) 2- + 2aOH-e а [MT] 2- + 2аН2О

III стадія: МInd + (Н2Т) 2-e МТ2- + Ind2- + 2Н +

АМ2 ++ [МInd] + (а + 1) (Н2Т) 2- + 2аОН-e (а + 1) [MT] 2- + Ind2- + 2aH2O + 2Н +

Трілонометрія широко використовується в санітарно-клінічному аналізі для визначення вмісту іонів кальцію, цинку, магнію, заліза в фармацевтичних препаратах, загального кальцію (іонізованого, пов'язаного, диффундирующего і недіффундірующего) в сироватці крові, кістках і хрящах, а також при аналізі жорсткості води, обумовленої наявністю в ній іонів Са2 + і Мg2 +.

Підсумовуючи все сказане про хімічних перетвореннях, що забезпечують метаболізм нашого організму: кислотно-основному (обмін протонами); окислювально-відновному (обмін електронами); комплексообразовании (взаємодія вільних атомних орбіталей комплексоутворювача та електронних пар лиганда), слід виділити для них спільне. В основі всіх цих процесів перебуває принцип єдності і боротьби протилежностей "акцептора - донора", і всі вони в організмі носять в основному оборотний характер, що забезпечує більшості з них мимовільне протікання і сприяє підтримці гомеостазу в організмі.

Інша особливість всіх розглянутих реакцій полягає в тому, що вони в умовах організму зазвичай є електрофільне-нуклеофільнимі.

В кислотно-основних реакціях кислота як донор Н + виступає електрофілом, а підстава - нуклеофілом.

У реакціях комплексоутворення комплексообразователь як акцептор електронних пар є електрофілом, а ліганди -нуклеофіламі.

В окисно-відновних реакціях окислювач - акцептор електронів - виступає електрофілом, а відновник -нуклеофілом. Особливість окислювально-відновних реакцій полягає в тому, що вони можуть протікати і по вільно-радикальному механізму. У цьому випадку реагує частинка з неспареним електроном - вільний радикал - може бути і акцептором і донором електрона в залежності від властивостей партнера, з яким вона взаємодіє. Порівнюючи ступеня окислення атомів у вихідних і кінцевих речовинах (а не в радикалах), можна і в цьому випадку чітко визначити, що окислювач, а що восстановітель.5.2 Комплексонометріческое титрування - Комплексонометрія

Основи методу. Комплексонометрія заснована на утворенні внутрішньокомплексних з'єднань іонів металів зі спеціальними органічними реагентами групи амінополікарбонових кислот - комплексонами. В даний час розроблено багато комплексонов. У практиці хімічного та фармацевтичного аналізу найбільш часто застосовують комплексний III (торгів звання трилон Б) -. кислу двонатрієва сіль етилендіамінтетраоцтової кислоти (ЕДТА). Для простоти в рівняннях реакцій формулу ЕДТА ізображаютNa2Н2Т. При взаємодії з металами ЕДТА утворює внутрішньокомплексні з'єднання постійного складу 1: 1, що мають будову:

НООССН2СН2СООН

N- СН2- СН2-N

НООССН2СН2СОOH

Виділяються при реакції іони водню зрушують рівновагу реакції утворення комплексу вліво, тому для повноти протікання реакції титрування проводять в буферній суміші при постійній кислотності розчину (рН). Комплекси більшості іонів металів з ЕДТА утворюються легко, розчинні у воді і мають достатню міцність. Константи їх стійкості р, як правило, більше 1 * 1О8, що забезпечує високу точність визначення (99,99% або 1 * 1О-4).

Металлохромние індикатори. Утворюють з метал-іонами забарвлені комплексні сполуки, що володіють невеликою константою стійкості. Причому колір комплексу відрізняється від кольору вільної форми індикатора. Найбільш часто застосовують індикатори кислотний хромовий чорний спеціальний (еріохром чорний Т), кислотний хромовий темно-синій, мурексид, рідше пірокатехіновой фіолетовий, ксиленоловий помаранчевий:

Кислотний хромовий чорний спеціальний (еріохром чорний Т). Органічний азобарвник, здатний в нейтральній або лужному середовищі (рН 7-11) утворювати комплексні сполуки з іонами металів (Сu2 +, Мg2 +, Zn2 +, Мn2 + А13 + і ін.). Індикатор пофарбований у синій колір, комплексні сполуки індикатора -в червоний. При додаванні індикатора до аналізованого розчину солі металу утворюється комплекс [МInd], і розчин забарвлюється в червоний колір. При титруванні розчином ЕДТА в точці еквівалентності з'являється надлишок ЕДТА, що руйнує [МInd]. Забарвлення розчину в точці еквівалентності з червоної перетворюється на синю:

MInd + H2T2-e MT2- + H2Ind

Мурексид. У нейтральному середовищі забарвлений в червоно-фіолетовий колір, в слабощелочной - у фіолетовий; утворює з метал-іонами жовті (Ni2 +), жовто-оранжеві (Сu2 +) або червоні (Са2 +) комплекси.

Розчини індикаторів нестійкі, готують їх в концентрації 0,1-0,5% в день вживання або застосовують сухими у вигляді суміші з NаС1 (1: 200-1: 500). На титрування беруть ?0,3 г суміші, додають до розчину, що титрує і перемішують до розчинення порошку. ,

Титранти. Застосовують 0,01 М, 0,05 М, 0,1 М розчини ЕДТА, 0,1 і 0,01 н. розчини магній сульфату і 0,1; 0,01 н. розчини цинк сульфату. Розчин ЕДТА готують, виходячи з точної наважки х. ч. "Трилону Б" на дистильованої воді, вільної від домішок Са2 + і Мg2 + -іонів. Перед приготуванням розчинів ЕДТА. встановлюють придатність води для цієї мети, додаючи 0,1 м суміші індикатора кислотного хромового чорного спеціального з НаС1 (1: 500) і аміачний буферний розчин. Забарвлення розчину повинна бути фіолетової, переходити в синю при додаванні 1-2 кап .. 0,05 М розчину ЕДТА і переходити назад у фіолетову при додаванні 1-2 крапель 0,1 н. ZnSO4 .: Якщо вода не витримує пробу, її очищають пропускання через колонку з катіонітів КУ-2.

Титр розчину ЕДТА встановлюють або по в чині навішування х. ч. "Трилону Б", з якого готувався розчин, Або за стандартами - металевого цинку або кальцій карбонату, точні навішування яких розчиняють в розведеною Н2SО4 доводять розчин водою до 1000 см3. Частина розчину стандарту (20-25 см3) титрують розчином ЕДТА в присутності кислотного хромового чорного спеціального і розраховують титр. Розчини ЕДТА стійкі протягом 3 міс.

Розчин ZnSO4готовят, виходячи з точної наважки металевого цинку, або з цинк сульфату. В останньому випадку титр розчину встановлюють за розчином ЕДТА. Розчини магній сульфату готують з фіксанала солі або з кристалічного магній сульфату, в останньому випадку титр розчину встановлюють за розчином ЕДТА.

Застосування комплексонометрії. Титрування розчинами ЗДТА проводять у присутності буферних розчинів (найчастіше аміачного), за допомогою яких підтримують в процесі титрування необхідний рН (лужне середовище). У фармацевтичному аналізі метод застосовують для кількісного визначення солей кальцію (хлориду, глюконату, лактату), препаратів цинку (оксиду і сульфату), магній сульфату та вісмуту субнітрат. При аналізі солей кальцію застосовують індикатор кислотний хромовий темно-синій, солей цинку і магнію -: еріохром чорний Т, солей вісмуту - суміш пірокатехіновой фіолетового і ксіленоловим оранжевого. Комплексонометріческое титрування знайшло також широке застосування при аналізі металів, сплавів, визначенні жорсткості води.

Якщо для солі металу невідомий індикатор, застосовують зворотне титрування - до розчину солі металу додають надлишок 0,05 М розчину ЕДТА, 0,1 г індикаторної суміші і титрують 0,1 н. розчином MgSO4ілі ZnSО4до переходу забарвлення розчину з синьої в червону.

 Висновок

Комплексні сполуки дійсно мають найрізноманітніше застосування. Жоден фізіологічний процес не відбувається без їхньої участі. Комплекси знаходять саме широке застосування в якісному і кількісному аналізах речовин. У практиці хімічного та фармацевтичного аналізу найбільш часто застосовують комплексний III (торгів звання трилон Б) - кислу двонатрієва сіль етилендіамінтетраоцтової кислоти (ЕДТА). Для простоти в рівняннях реакцій формулу ЕДТА ізображаютNa2Н2Т.

Для широкого застосування комплексних сполук дуже важливо знати особливості хімічного зв'язку у внутрішній сфері комплексних сполук; умови утворення, руйнування і трансформації комплексних сполук; особливості будови і функції в організмі міоглобіну, гемоглобіну, метгемоглобіну, цитохромов, іонофоров; мати уявлення про наступні поняттях і величинах: комплексообразователь, лиганд, координаційне число, дентатність лиганда, внутрішня і зовнішня сфери комплексної сполуки, хелатні і поліядерні комплексні сполуки.

Теорія комплексних сполук дуже цікава своєю особливістю і складністю.

Список використаної літератури

1. Глікіна Ф.Б., Ключников Н.Г. Хімія комплексних сполук: Учеб. Посібник для студентів пед. ін-тів. - 3-е изд. - М .: Просвещение, 1986.-160с.

2. Лидин Р.А. Завдання з загальної та неорганічної хімії: навч. Посібник для студентів вищ. навч. закладів / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л.Андреева; під ред. Р.А. Лідіна. - М .: гуманітаріїв. вид. центр ВЛАДОС, 2004. - 383с.

3. Пономарьов В.Д. Аналітична хімія. - М .: Медицина, 1982, 302с., Іл.

4. Слєсарєв В. І. Основи хімії живого: Підручник для вузів.- 2-е изд., Испр. і доп.- СПб: Хіміздат, 2001.-784 с .: іл.

5. Соколовська Е.М. Загальна хімія. Під ред. Е.М. Соколовської, Г.Д. Вовченко, Л.С. Гузєєв. М., Изд-во Моск. ун-ту, 1980р. 726с., З іл.

Авіація і космонавтика
Автоматизація та управління
Архітектура
Астрологія
Астрономія
Банківська справа
Безпека життєдіяльності
Біографії
Біологія
Біологія і хімія
Біржова справа
Ботаніка та сільське господарство
Валютні відносини
Ветеринарія
Військова кафедра
Географія
Геодезія
Геологія
Діловодство
Гроші та кредит
Природознавство
Журналістика
Зарубіжна література
Зоологія
Видавнича справа та поліграфія
Інвестиції
Інформатика
Історія
Історія техніки
Комунікації і зв'язок
Косметологія
Короткий зміст творів
Криміналістика
Кримінологія
Криптологія
Кулінарія
Культура і мистецтво
Культурологія
Логіка
Логістика
Маркетинг
Математика
Медицина, здоров'я
Медичні науки
Менеджмент
Металургія
Музика
Наука і техніка
Нарисна геометрія
Фільми онлайн
Педагогіка
Підприємництво
Промисловість, виробництво
Психологія
Психологія, педагогіка
Радіоелектроніка
Реклама
Релігія і міфологія
Риторика
Різне
Сексологія
Соціологія
Статистика
Страхування
Будівельні науки
Будівництво
Схемотехніка
Теорія організації
Теплотехніка
Технологія
Товарознавство
Транспорт
Туризм
Управління
Керуючі науки
Фізика
Фізкультура і спорт
Філософія
Фінансові науки
Фінанси
Фотографія
Хімія
Цифрові пристрої
Екологія
Економіка
Економіко-математичне моделювання
Економічна географія
Економічна теорія
Етика

8ref.com

© 8ref.com - українські реферати


енциклопедія  бефстроганов  рагу  оселедець  солянка