Общая характеристика p элементов 7 группы. Галогены (элементы VII группы главной подгруппы). Важнейшие соединения галогенов

Общая характеристика элементов Реагируют почти со всеми простыми веществами,
кроме некоторых неметаллов.
Все галогены - энергичные окислители, поэтому
встречаются в природе только в виде соединений.
Все галогены - неметаллы, являются
сильными окислителями.
На внешнем энергетическом уровне 7 электронов.
При взаимодействии с металлами возникает ионная
связь, и образуются соли.

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

К VII группе периодической системы относятся: фтор, хлор,
бром, иод, астат – главная группа; побочная – марганец,
технеций, рений, борий.

История открытия галогенов

Фтор
Хлор
Бром
Йод
Астат
Марганец

История открытия фтора

В 1886 году французский химик А. Муассан,
используя электролиз жидкого фтороводорода,
охлажденного до температуры –23°C, смог на
аноде получить первую порцию нового газа. В
первых опытах для получения фтора Муассан
использовал
очень
дорогой
электролизер,
изготовленный из платины и иридия. При этом
каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г
платины.
Анри
Муассан
(1852 – 1907)

Хлор

Карл
Вильгельм
Шееле
(1742 – 1786)
В 1774 году шведский ученый К. Шееле
открыл хлор, который принял за сложное
вещество и назвал "дефлогистированной
соляной кислотой".
В 1807 году английский химик Гемфри
Дэви получил тот же газ. Он пришел к
выводу, что получил новый элемент и
назвал его "хлорин" (от "хлорос" - желтозеленый).
В 1812 году Гей-Люсеок дал газу
название хлор.

Бром

В 1825 году французский химик А.Ж.Балар
при изучении маточных рассолов выделил
темно-бурую жидкость, который он назвал "мурид" (от латинского слова muria,
означающего "рассол"). Комиссия Академии,
проверив
это
сообщение,
подтвердила
открытие Балара и предложила назвать
элемент бромом (от "бромос", с греческого
"зловонный").
Антуан Жером
Балар
(1802 – 1876)

Йод

Бернар Куртуа
(1777 –
1838)
В 1811 году французский химик Бернар
Куртуа открыл иод
путём перегонки
маточных
растворов
от
своего
азотнокислого кальция с серной кислотой
Чтобы другие химики могли изучать
новое вещество, Б. Куртуа подарил его
(правда, очень небольшое количество)
фармацевтической фирме в Дижоне.
В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно
изучил этот элемент и дал ему
современное название. Название "иод"
происходит от греческого слова "иодэс" "фиолетовый" (по цвету паров).

Астат

В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование и
возможность открытия в будущем (как «эка-иод»).
Впервые астат был получен искусственно в 1940 г открыт
Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский
университет в Беркли) . Для синтеза изотопа 211At они облучали
висмут альфа-частицами.
В 1943-1946 годах изотопы астата были обнаружены в
составе природных радиоактивных рядов. Астат является
наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в
природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км
содержится всего 70 мг астата.

Марганец

Один из основных минералов марганца - пиролюзит - был
известен в древности как чёрная магнезия и использовался при
варке
стекла
для
его
осветления.
Его
считали
разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не
притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским
полом чёрной магнезии, к которому магнит «равнодушен».
В 1774 г. шведский химик К. Шееле показал, что в руде содержится
неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу
химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем,
получил металлический марганец.
В начале XIX века для него было принято название «манганум».

Физические свойства Фтор

Фтор
бледножелтый
высокореакционноспособный газ,
вызывающий раздражение
дыхательных путей и коррозию
материалов.
.

Хлор

Хлор едкий, химически агрессивный газ темного зеленоватожелтого цвета, менее
реакционноспособен по сравнению со фтором.

Бром

Бром - тяжелая краснокоричневая жидкость при обычных условиях, но легко
испаряется, превращаясь в едкий газ.

Иод

Иод - темнофиолетовое, с металлическим
оттенком, вещество, твердое, но
легко сублимирующееся. Часто
встречается в виде блестящих серочерные кристаллов.

Астат

Астат радиоактивный
элемент,
единственный галоген, не
имеющий стабильного
изотопа. Он существует
только в следовых
количествах в некоторых
минералах.

Марганец

Твёрдый, хрупкий металл серебристобелого цвета. Наряду с железом и его
сплавами относится к чёрным
металлам.

Химические свойства

F2 - самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень
окисления -1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже
с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в
воде называют плавиковой кислотой, а ее соли называются фторидами.
Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется
исключительно электролиз. Взаимодействие фтора со сложными
веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при
этом реакция носит взрывной характер.
Cl2 - свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его
активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со
всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и
благородных газов. Хлор вступает в реакцию со многими сложными
веществами.

Br2 - химическая активность брома меньше, чем у
фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с
тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и
поэтому его исходные концентрации при прочих равных
условиях больше, чем у хлора. Являясь более «мягким»
реагентом, бром находит широкое применение в
органической химии.
Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в
воде, и, частично реагируя с ней, образует так
называемую «бромную воду».
I2 - иод существенно отличается по химической активности от остальных
галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами
медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с
водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является
эндотермической и сильно обратимой. Водный раствор иода называется
«иодной водой». Иод способен растворяться в растворах иодидов с
образованием комплексных анионов

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять

Таким образом, химическая активность галогенов
последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый
галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его
соединений с водородом или металлами, то есть каждый
галоген в виде простого вещества способен окислять
галогенид-ион любого из последующих галогенов.
Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он
реагирует с металлами (например с литием).
При диссоциации образуются не только анионы, но и
катионы At+ .
Mn - Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7
(степени окисления +1, +5 малохарактерны). При окислении на воздухе
пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде.
Марганец поглощает водород, с повышением температуры его
растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше
1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по
составу нитриды. Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая,
её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её
соли (перманганаты) - сильные окислители.

одежды
Применение
Фотография
йода
Электролампы
Красители

Металлургия
Применение
марганца
Медицина
Химическая
промышленность

Использованная литература,
интернет-ресурсы
«Химия-9», О.С.Габриелян, М, Дрофа,2005г, стр 78-90
«Химия в действии», М.Фримантл, М, «Мир»,1991г, стр 269-286.
«Неорганическая химия в таблицах»,Н.В.Манцевич, Минск, Современная
школа,2008г, стр 275-280
http://www.chem100.ru/
http://rrc.dgu.ru/res/n-t.ru/ri/ps/index.htm
http://www.periodictable.ru/
http://sevchem.info/?go=galeri&act=show_photo&idr=17&id_f=35
http://sevchem.info/?go=galeri&act=show_photo&idr=17&id_f=23
http://sevchem.info/?go=galeri&act=show_photo&idr=17&id_f=72
http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D1%80%D1%8D%D0%B4_
%D0%90%D0%BB%D0%BB%D0%B8%D1%81%D0%BE%D0%BD

10446 0

В 17 группу входят F, Cl, Br, I, At (табл. 1 и 2). Слово галоген («гало» + «ген») означает «образующий соль». Все элементы — неметаллы. Во внешней оболочке имеют 7 электронов. Из-за высокой электроотрицательности и реакционной способности в свободном виде в природе не встречаются. Благодаря легкому присоединению электрона образуют галогенид-ионы, поэтому существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в молекулах связаны ковалентной связью в результате обобществления пары электронов, по одному от атома. Молекулы галогенов удерживаются вместе слабыми вандерваальсовыми силами, что объясняет их высокую летучесть.

Таблица 1 . Некоторые физические и химические свойства металлов 17 группы

	Название		Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	Основные изотопы (%)
	Фтор Fluorine [от лат. fluere — течь]				ковалентный 58
	Хлор Chlorine [от греч. chloros — зеленоватый]				ковалентный 99
	Бром Bromine [от греч. bromos — зловоние]			3d 10 4s 2 4p 5	Ковалентный 114,2	79 Вг* (50,69)
	Йод Iodine [от греч. iodes — фиолетовый]			4d 10 5s 2 5p 5	Ковалентный 133
	Астат Astatine [от греч. Astatos — неустойчивый]			4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Все галогены токсичны, имеют характерные резкий запах и окраску, интенсивность которой возрастает к нижней части группы. Эта группа состоит из наиболее реакционноспособных элементов Периодической системы. Атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в молекулах возрастают к нижней части группы в Периодической системе. Напротив, энергии диссоциации связи и ее прочность при этом уменьшаются, за исключением фтора.

Галогениды щелочных металлов (1 группа) являются соединениями ионного типа. У галогенидов щелочноземельных металлов (2 группа), кроме ионных, встречаются соединения частично ковалентного типа. При перемещении слева направо вдоль периода галогениды элементов становятся более ковалентными. Ковалентный характер галогенидов возрастает также при перемещении по группе вниз. При этом, если металл может существовать в нескольких состояниях окисления, то его связь с галогенидом в низшем из них имеет ионный характер, а в высшем — ковалентный. Как ионные, так и ковалентные галогениды двухвалентных металлов, как правило, кристаллизуются в слоистые решетки. Исключением является СиСl 2 , имеющий полимерное строение. Галогенид-ионы являются лигандами во многих комплексных ионах, вытесняя при этом менее сильные лиганды, например, воду.

Галогениды серебра неустойчивы на солнечном свету, разлагаясь на металл и галоген. Это свойство использовано в черно-белой фотографии. Наиболее светочувствительными оказались бромиды Ag . Широкое применение имеют галогеноводороды, являющиеся одними из самых известных сильных кислот. Кислотность их водных растворов увеличивается к нижней части группы. Исключением является фтороводород. Его водный раствор (плавиковая кислота ) имеет небольшую кислотность, благодаря прочности связи Н - F и малой константе диссоциации кислоты.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 17 группы

	В земной коре (%)	В океане (%)	В человеческом организме
			Среднее (при массе тела 70 кг)			Кровь (мг/л)
							ТД - 20 мг, ЛД - 2 г
							Токсичен
							ТД - 3 г, ЛД - >35 г
		(0,43-0,58)x10 -5			(0,05-5) х10 -5		ТД - 2 мг, ЛД - 35-350 г
	Следы в некоторых минералах						Токсичен из-за радиоактивности

Фтор (F) — по распространенности занимает 13 место среди элементов земной коры, наиболее реакционноспособный элемент, наиболее мощный из промышленно получаемых окислителей. В газообразном виде имеет бледно-желтый цвет. В промышленности используют его органические соединения, полимеры и все соли, особенно CaF 2 — в качестве флюса в металлургии, и AlF 3 — при производстве Аl . Большие количества F 2 производили в атомной промышленности для получения UF 6 в процессах обогащения ядерного топлива.

Близкое расположение атомов в молекуле F приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что объясняет ослабление связи в молекуле. Поэтому фтор в элементном состоянии в форме F 2 не встречается, но присутствует в виде фторид-иона в криолите Na 3 AlF 6 и плавиковом шпате (флюорите ) CaF 2 .

F всегда имеет степень окисления -1. Малый ковалентный радиус позволяет ему образовывать соединения с высокими координационными числами; например, SF 6 существует, a SJ 6 образоваться не может. В ионах фторидов металлов небольшой размер иона F - обусловливает высокие значения энтальпий решетки и термодинамическую стабильность.

Вследствие высокой окислительной способности фтора галогены могут реагировать между собой, образуя межгалогенные соединения («интергалогениды») ClF, ClF 3 , BrF 5 , IF 7 , в которых степень окисления других галогенов изменяется от +1 до +7.

После инкубации печени крыс с NaF поглощенный фтор концентрируется в митохондриях и ядрах гепатоцитов. Костной тканью (зубы, кости, хрящи) он поглощается в 3 раза активней, чем кровью. Выводится F в основном почками. Токсическое действие фторид-ионов связано с тем, что они связывают и тем самым инактивируют ионы-активаторы ферментных систем Са 2+ , Mg 2+ с образованием малорастворимых фторидов. Комплексные ионы PF - , BF 4 - , SiF 6 2- , вследствие прочности ковалентных связей в их молекулах, биологически неактивны. F - ингибирует металлопротеины.

Хлор (Сl) — в природе встречается преимущественно в виде каменной соли NaCl . Из нее электролизом получают Сl 2 — тяжелый желто-зеленый газ с резким запахом. В промышленности его используют в качестве отбеливающего агента и при производстве хлорорганических растворителей и полимеров. Кроме того, его широко применяют для стерилизации воды на водопроводных станциях в концентрациях (0,6-6)х10 -5 моль/кг. Однако при загрязнении воды органическими азотсодержащими веществами хлорирование воды опасно, поскольку атомы Сl могут замещать атомы Н в молекулах алканов и алкенов в фотолитических реакциях, то есть при облучении видимым светом с длиной волны 200-800 нм. При этом образуются хлорорганические токсичные соединения — производные диоксина , в частности, высокоядовитый 2,3,7,8-тетрахлордибензо-n -диоксин (рис. 1). «Диоксинами» в целом называют полихлорированные дибензо-и-диоксины. Все они даже в очень низких концентрациях резко снижают иммунитет человека к вирусным инфекциям и влияют на генетический аппарат.

Рис. 1. Диоксины (2,3,7,8-тетрахлордибензо-п-диоксин)

Соединения с O 2 (хлорноватистая НСlO , соли «гипохлориты»; хлористая НСlO 2 , соли «хлориты»; хлорноватая HСlO 3 , соли «хлораты»; хлорная НСlO 4 кислоты, соли «перхлораты», а также их анионы и оксиды) являются окислителями; их применяют в качестве дезинфицирующих средств.

Содержание хлора в тканях млекопитающих близко к его содержанию в морской воде. Хлорид-ионы Сl - почти равномерно распределяются в организме живых существ в заметных количествах (от 70 до 103 ммоль/л). Их выделение осуществляется почками. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи, а газообразный — сильно раздражает глаза и легкие, образуя с тканевой жидкостью соляную и хлорноватистую кислоты. В легких при этом может развиться пневмония.

Бром (Вr) — густая темно-красная жидкость с резким запахом и тяжелыми парами коричневого цвета. Это единственный неметалл, находящийся в жидком состоянии при комнатной температуре. Его используют в составе добавок к топливу, как ингибитор горения в огнестойких материалах, в красках и пестицидах, в фотографии. Биологическая роль изучена слабо, хотя Вr 2 ядовит. Соотношение Br/Cl в крови равно примерно 0,01, причем Вr - содержится в основном в плазме. Сопутствует хлору в процессах обмена веществ, выводится с мочой.

Йод (I) — твердый черный блестящий неметалл. Легко возгоняется. Применяется в качестве дезинфицирующего спиртового раствора, в пищевых добавках, красителях, катализаторах, в фотографии. Относится к биологически необходимым («эссенциальным») элементам, входит в состав тиреоид-ных гормонов. Его дефицит считают фактором, предрасполагающим к развитию рака щитовидной и молочной желез.

I избирательно накапливается в щитовидной железе (более 80%). Йодид I - , поступивший в организм, быстро концентрируется в железе, где его концентрация выше, чем в крови, в 25-500 раз. В щитовидной железе йодид окисляется до йода, который под влиянием специфичного фермента йодирует ароматические кольца тирозина в молекулах тиреоглобулина с образованием липофильных гормонов роста — тироксина , йодтиронина , трийодтиронина . Йод в концентрации 5x10 -5 М разобщает окислительное фосфорилирование в митохондриях, легко образует нерастворимые хелаты с двухзарядными ионами металлов, особенно с Mg 2+ и Мп 2+ . Деятельность щитовидной железы активируется йодсодержащим тиреотропным гормоном гипофиза .

Недостаток йода в пище человека приводит к гипотиреозу и базедовой болезни (зобу). Йод в заметных количествах содержится в составе морской капусты (бурых водорослей рода Laminaria ) в виде моно- и дийодтирозина, а также моно- и дийодтиронина, что позволяет использовать эти водоросли при заболеваниях щитовидной железы в качестве природного источника готовых предшественников гормона роста.

В биогеохимических провинциях с недостатком йода его соли добавляют в пищевую соль, однако это не приносит положительных результатов. Установлено, что значительно эффективнее с дефицитом йода можно бороться добавлением природных йодсодержащих продуктов, в частности, морской капусты, в пищевые продукты, например, в хлеб. Раньше йод извлекали из золы бурых водорослей, в настоящее время — из нефти и солевых источников. Отметим, что один из ключевых ферментов обмена йода (дейодиназа ), обеспечивающий гомеостаз тироксина, относится к селенопротеинам. Следовательно, борьба с йоддефицитом на фоне дефицита Se бессмысленна, а с учетом механизма обратных связей — вредна.

Астат (At) — радиоактивный неметалл, получаемый при нейтронной бомбардировке изотопа 209 Bi . Из-за малого времени полураспада почти не изучен.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Cl

		↓	↓	↓
↓	↓	↓	↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 3s 3p 3d ↓ 1s 2s 2p Валентность в данном состоянии = VII Таким образом, для хлора характерны валентности: I, III, V, VII Аналогичные валентности и степени окисления характерны для Br и I. Для F, в отличие от остальных галогенов, характерны только степени окисления -1, 0 и валентность I, так как у него самая высокая электроотрицательность среди всех элементов и нет свободных орбиталей на последнем уровне. Физические свойства простых веществ: В качестве простых веществ все галогены встречаются в виде молекул Э 2 (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2). В молекуле атомы соединены ковалентной неполярной химической связью. Образуют молекулярные кристаллические решетки. Встречаемость в природе: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 практически не встречаются из-за своей высокой химической активности. В основном галогены в природе встречаются в составе солей: NaCl – каменная соль (после очистки – поваренная соль) KCl ∙ NaCl - сильвинит KCl ∙ MgCl 2 - карналлит Cl входит в состав хлорофилла растений. Получение (на примере хлора): 1. В промышленности – электролизом раствора или расплава NaCl. а). Расплав: 2NaCl → 2Na + Cl 2 на катоде: Na + +1e → Na 0 на аноде: 2Cl - - 2e → Cl 2 0 б). Раствор: 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH на катоде: 2H 2 O + 2e → H 2 0 + 2OH - на аноде: 2Cl - - 2e → Cl 2 0 2. В лаборатории – реакцией соляной кислоты с сильными окислителями: а). MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O б). 2KMnO 4(крист.) + 16HCl (конц.) = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O в). KClO 3 + 6HCl (конц.) = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O бертолетова соль Химические свойства галогенов (на примере хлора): Все галогены являются сильными окислителями! 1). Взаимодействие с простыми веществами: а). С металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Cu + Cl 2 = CuCl 2 б). С неметаллами: H 2 + Cl 2 = 2HCl (реакция идет на свету) 2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (реакция идет при нагревании) хлорид фосфора (III) 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 (реакция идет при нагревании) хлорид фосфора (V) Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (реакция идет при нагревании) хлорид кремния (IV) С азотом и кислородом хлор и другие галогены не взаимодействуют, так как и те, и другие в реакциях проявляют окислительные свойства, поэтому оксиды галогенов можно получить только косвенным путем. 2). Взаимодействие со сложными веществами: а). С водой: В направлении F 2 → Cl 2 → Br 2 → I 2 растворимость в воде падает. Хлор растворим в воде, но плохо (2,5 объема в 1 объеме воды при 20ºС). Раствор хлора в воде называется «хлорная вода». При этом идет реакция: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования) HClO → HCl + атомарный кислород За счет образования атомарного кислорода растворенный в воде хлор обладает высоким окисляющим, отбеливающим (в том числе обесцвечивает органические красители) и обеззараживающим действием. Фтор не может иметь положительных степеней окисления, поэтому с водой не диспропорционирует: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 I 2 плохо растворим в воде и практически не взаимодействует с ней, но хорошо растворим в органических растворителях (спирте, хлороформе), а также KI. Раствор I 2 в KI называется «раствор Люголя». б). С щелочами диспропорционируют: на холоду: Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O при нагревании: 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O в). С растворами солей галогеноводородных кислот (находящихся ниже по группе): Cl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2 Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2 Но! F 2 + NaCl ≠ , так как F 2 в первую очередь взаимодействует с водой. Подобным образом идут реакции с галогеноводородами: Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl Качественная реакция на I 2: I 2 + крахмал = темно синее окрашивание Образующееся соединение при нагревании разрушается и происходит обесцвечивание реакционной смеси. После охлаждения темно синяя окраска снова возвращается, так как соединение образуется заново. Галогеноводороды Получение (на примере HCl): 1. В промышленности – из простых веществ: H 2 + Cl 2 = 2HCl 2. В лаборатории – из солей: NaCl (крист.) + H 2 SO 4(конц.) = HCl + NaHSO 4 (аналогично HF) Но: 2NaBr (тв.) + H 2 SO 4(конц.) = Br 2 + 2NaHSO 4 (аналогично HI, так как HBr и HI сильные восстановители) Химические свойства (на примере HCl): Галогеноводороды в обычных условиях мало реакционноспособны, зато их растворы в воде (кислоты) химически очень активны. Соляная, бромоводородная и йодоводородная кислоты – сильные электролиты, а фтороводородная – слабый электролит. Соляная кислота HCl – бесцветная жидкость, летучая, максимальная концентрация 35 – 39%, во влажном воздухе дымит. 1. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода!: Fe + HCl = FeCl 2 + H 2 а). 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 б). NaOH + HCl = NaCl + H 2 O 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами: MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (при нагревании) ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O 3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами: NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O 4. Взаимодействие с солями (если образуется осадок, газ или слабый электролит): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S Качественные реакции на хлорид-, бромид- и йодид-ионы: а). NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3 белый творожистый Осадок растворяется в растворе аммиака: AgCl + 2NH 4 OH = Cl + 2H 2 O При добавлении кислоты снова выпадает белый творожистый осадок: Cl + 2HNO 3 = AgCl↓ + 2NH 4 NO 3 б). NaBr + AgNO 3 = AgBr↓ + HNO 3 (осадок плохо растворим в аммиаке) бледно-желтый осадок в). NaI + AgNO 3 = AgI↓ + HNO 3 (осадок не растворим в аммиаке) светло-желтый осадок

Р-ЭЛЕМЕНТЫ

НОРМАТИВНОЕ РЕГУЛИРОВАНИЕ БУХГАЛТЕРСКОГО УЧЕТА В РФ

Система нормативного регулирования бухгалтерского учета в России состоит из документов четырех уровней.

Первый уровень системы нормативного регулирования бухгал­терского учета составляют законы и иные законодательные акты: Гражданский кодекс Российской Федерации (приняты Государ­ственной Думой - часть 1 от 21.10.95, часть 2 от 01.03.96), Феде­ральный закон от 21.11.96 № 129-ФЗ «О бухгалтерском учете», Положение по ведению бухгалтерского учета и бухгалтерской от­четности в Российской Федерации от 29.07.98 № 34н.

Второй уровень системы нормативного регулирования бухгал­терского учета составляют положения (стандарты) по бухгалтерскому учету. В этих документах обобщены принципы и базовые пра­вила бухгалтерского учета, изложены основные понятия, относя­щиеся к отдельным участкам учета.

Третий уровень системы нормативов регулирования бухгалтерс­кого учета определяется документами, в которых возможные бух­галтерские приемы приведены с примерами раскрытия конкрет­ного механизма применения их к определенному виду деятельно­сти. К ним относятся методические указания по ведению бухгал­терского учета, в т.ч. в инструкциях, рекомендациях и т.п.

Четвертый уровень в системе нормативного регулирования бух­галтерского учета занимают рабочие документы (документы внут­ренней регламентации) организации, формирующие ее учетную политику в методическом, техническом и организационном ас­пектах.

Фтор, хлор, бром, йод и астат носят общее название галогенов (“солерождающие”). Атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне по 7 электронов и их общая электронная конфигурация ns 2 np 5 .

Исходя из физических констант атомов можно сделать следующие выводы:

n Кажущиеся радиусы нейтральных атомов правильно растут с увеличением числа квантовых слоев, т.е. в сторону повышения порядкового номера элемента.

n Величина ОЭО уменьшается с увеличением кажущихся радиусов нейтральных атомов, следовательно, окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные повышаются у нейтральных атомов.

n С увеличением порядковых номеров элементов наблюдается постепенное ослабление неметаллических свойств и усиление металлических свойств.

Наличие 7 электронов на внешнем энергетическом уровне характеризует способность галогенов проявлять отрицательную степень окисления 1- и все галогены способны образовывать однозарядные отрицательные ионы. Склонность к образованию отрицательно заряженных ионов в ряду галогенов от фтора к иоду ослабевает. Невозможность возбудить спаренные электроны фтора (отсутствие во втором квантовом уровне вакантной d-орбитали) объясняет тот факт, что фтор проявляет постоянную степень окисления 1-. У других атомов галогенов можно возбудить последовательно спаренные электроны на вакантные d-орбитали. И для них характерно проявление степеней окисления 1+,3+,5+,7+ (у астата нет +7).

РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ В ПРИРОДЕ

Среди галогенов самым распространенным является хлор (0,19%) и фтор(0,03%). Хлор и бром концентрируются в водах океанов, морей и соляных озер.

Бром, йод и астат – рассеянные элементы, своих минералов не образуют. Йода в природе меньше, чем урана германия лютеция и других элементов. В свободном виде галогены в природе не встречаются. Основные минералы, содержащие фтор: флюорит CaF 2 (плавиковый шпат), Na 3 криолит и фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca(F,Cl) 2 . Хлор входит в состав таких важных минералов как галит NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl MgCl 2 6H 2 O.

Астат – один из самых редких на Земле элементов. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата. Астат – от греческого астатос (неустойчивый).

Фтор содержится в организме животных и человека (кости, зубная эмаль), из растений наиболее богаты фтором лук и чечевица.

Бром - в виде солей K ,Na, Mg в морской воде, в воде некоторых озер (Сакское в Крыму) и буровых нефтяных водах.

Йод - зола водорослей служит исходным сырьем для получения йода.

Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную - подгруппу галогенов - и побочную - подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем, валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу. Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы - щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы - медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.

К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s 2 p 5 . Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s 2 р 6). Наименьший радиус атома в подгруппе - у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли ― хлориты, например хлорит калия KClO2. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятсяхлорноватая кислота HClO3 и ее соли ― хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO4).

Частные аналитические реакции ионов Mn 2+

1.5.5. Окисление висмутатом натрия NaBiO 3 , протекает по уравнению:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.

Реакция идет на холоду.Выполнение реакции: к 1-2 каплям раствора соли марганца прибавляют 3-4 капли 6 М раствора HNO 3 и 5-6 капель H 2 O, после чего вносят лопаточкой немного порошка NaBiO 3 . перемешав содержимое пробирки, дают постоять 1-2 минуты, центрифугируют для отделения избытка висмутата натрия. В присутствии Mn 2+ раствор становится фиолетовым в результате образования марганцевой кислоты, которая является одним из наиболее сильных окислителей.

1.5.6. Окисление двуокисью свинца PbО 2 в азотнокислой среде при нагревании:

2Mn(NO 3) 2 + 5РbО 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2Н 2 О.

Выполнение реакции: Берут немного порошка PbO 2 и помещают в пробирку, туда же добавляют 4-5 капель 6 M HNO 3 , нагревают при перемешивании. Появление фиолетовой окраски свидетельствует о наличии Mn 2+ .

1.5.7. Важное значение в анализе имеют реакции Mn 2+ c карбонатами щелочных металлов, гидрофосфатом натрия, реакции окисления персульфатом аммония, окисление бензидина соединениями Mn 4+ , восстановление AgCl до металлического серебра ионами Mn 2+ .

88.Элементы VIII B группы. Типичные свойства важнейших соединений. Биологическая роль. Аналитические реакции на ионы Fe 3+ , Fe 2+ .

Подгру́ппа желе́за - химические элементы 8-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элементы побочной подгруппы VIII группы) . В группу входят железо Fe, рутений Ru и осмий Os. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент хассий Hs, который был открыт в 1984 в Центре исследования тяжёлых ионов (нем. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI ), Дармштадт, Германия в результате бомбардировки свинцовой (208 Pb) мишени пучком ионов железа-58 из ускорителя UNILAC. В результате эксперимента были синтезированы 3 ядра 265 Hs, которые были надёжно идентифицированы по параметрам цепочки α-распадов . Одновременно и независимо эта же реакция исследовалась в ОИЯИ (Дубна,Россия), где по наблюдению 3 событий α-распада ядра 253 Es также был сделан вывод о синтезе в этой реакции ядра 265 Hs, подверженного α-распаду . Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках. Два элемента группы - рутений и осмий - относятся к семейству платиновых металлов. Как и в других группах, члены 8 группы элементов проявляют закономерностиэлектронной конфигурации, особенно внешних оболочек, хотя, как ни странно, рутений не следует этому тренду. Тем не менее, у элементов этой группы тоже проявляется сходство физических свойств и химического поведения: В чистом виде в природе железо редко встречается, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после кислорода, кремния и алюминия ). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

Рутений является единственным платиновым металлом, который обнаруживается в составе живых организмов. (По некоторым данным - ещё и платина). Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ.

Аналитические реакции

Гексацианоферрат(III) калия K 3 с катионом Fe 2+ образует синий осадок «турнбулевой сини»:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH) 2 . При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe 3+ , которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn 2+ и Bi 3+ , дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах. Выполнение реакций. В пробирку поместить 1–2 капли раствора FeSO 4 и прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 М раствора НС1, ко второй– 1-2 капли 2 М раствора щелочи. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.

1.5.2.> Окисление Fe 2+ до Fe 3+ . Ион Fe 2+ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться при действии ряда окислителей, например, H 2 O 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 в кислой среде и др.

2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.

При проведении систематического анализа Fe 2+ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe 2+ может окислиться до Fe 3+ .

Частные аналитические реакции ионов Fe 3+

1.5.3. Гексацианоферрат(II) калия K 4 с катионами Fe 3+ образует темно-синий осадок «берлинской лазури»:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Осадок практически не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH) 3 . В избытке реактива осадок заметно растворяется. Выполнение реакции. К 1–2 каплям раствора FeCl 3 прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2–3 капли 2 М раствора НС1, к другой –1-2 капли 2 М раствора NaOH, перемешать.

1.5.4. Тиоцианат (роданид) калия KNCS с ионами Fe 3+ образует комплекс кроваво-красного цвета. В зависимости от концентрации тиоцианата могут образовываться комплексы различного состава:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

и т.д. до Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Реакция обратима, поэтому реактив берется в избытке. Определению мешают ионы, образующие с Fe 3+ устойчивые комплексы, например, фторид-ионы, соли фосфорной, щавелевой и лимонной кислот.

89.Элементы I B группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Бактерицидное действие ионов Ag + и Сu 2+ . Аналитические реакции на ионы серебра и меди.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, внешний уровень - 1 ē,

предвнешний - 18 ē

n = 5 Ag Неспаренных ē - один (провал, проскок), но

n = 6 Au 18 - электронный слой, устойчивый у подгруппы

цинка, здесь еще не вполне стабилизировался и

способен к потере ē, поэтому СО возможны

Только d-элементы IB группы образуют соединения, в которых СО превышает N группы, причем она более устойчива для Cu2+, Ag+, Au+3

Хаpактеpное свойство двухзаpядных ионов меди - их способность соединяться с молекулами аммиака с обpазованием комплексных ионов.Медь пpинадлежит к числу микpоэлементов. Такое название получили Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co в связи с тем, что малые количества их необходимы для ноpмальной жизнедеятельности pастений. Микpоэлементы повышают активность феpментов, способствуют синтезу сахаpа, кpахмала, белков, нуклеиновых кислот, витаминов и феpментов. Сеpебpо - малоактивный металл. В атмосфеpе воздуха оно не окисляется ни пpи комнатных темпеpатуpах, ни пpи нагpевании. Часто наблюдаемое почеpнение сеpебpяных пpедметов - pезультат обpазования на их повеpхности чёpного сульфида сеpебpа - AgS 2 . Это пpоисходит под влиянием содеpжащегося в воздухе сеpоводоpода, а также пpи сопpикосновении сеpебpяных пpедметов с пищевыми пpодуктами, содеpжащими соединения сеpы.4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S +2H 2 OВ pяду напpяжения сеpебpо pасположено значительно дальше водоpода. Поэтому соляная и pазбавленная сеpная кислоты на него не действуют. Раствоpяют серебpо обычно в азотной кислоте, котоpая взаимодействует с ним согласно уpавнению:Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 ­+ H 2 OСеpебpо обpазует один pяд солей, pаствоpы котоpых содеpжат бесцветные катионы Ag + .Пpи действии щелочей на pаствоpы солей сеpебpа можно ожидать получения AgOH, но вместо него выпадает буpый осадок оксида сеpебpа(I):2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 OКpоме оксида сеpебpа(I) известны оксиды AgO и Ag 2 O 3 .Hитpат сеpебpа (ляпис) - AgNO 3 - обpазует бесцветные пpозpачные кpисталлы, хоpошо pаствоpимые в воде. Пpименяется в пpоизводстве фотоматеpиалов, пpи изготовлении зеpкал, в гальванотехнике, в медицине.Подобно меди, сеpебpо обладает склонностью к обpазованию комплексных соединений.Многие неpаствоpимые в воде соединения сеpебpа (напpимеp: оксид сеpебpа(I) - Ag 2 O и хлоpид сеpебpа- AgCl), легко pаствоpяются в водном pаствоpе аммиака.Комплексные цианистые соединения сеpебpа пpименяются для гальванического сеpебpения, так как пpи электpолизе pаствоpов этих солей на повеpхности изделий осаждается плотный слой мелкокpисталлического сеpебpа.Все соединения сеpебpа легко восстанавливаются с выделением металлического сеpебpа. Если к аммиачному pаствоpу оксида сеpебpа(I), находящемуся в стеклянной посуде, пpибавить в качестве восстановителя немного глюкозы или фоpмалина, то металлическое сеpебpо выделяется в виде плотного блестящего зеpкального слоя на повеpхности стекла. Ионы сеpебpа подавляют pазвитие бактеpий и уже в очень низкой концентpации, сеpилизуют питьевую воду. В медицине для дезинфекции слизистых оболочек пpименяются стабилизиpованные специальными добавками коллоидные pаствоpы сеpебpа (пpотаpгол, коллаpгол и дp.Серебро (наряду с другими тяжелыми металлами, такими как медь, олово, ртуть) способно в малых концентрациях оказывать бактерицидное действие (так называемый, олигодинамический эффект). Выраженный бактерицидный эффект (способность гарантированно убивать определенные бактерии) наблюдается при концентрациях ионов серебра свыше 0,15 мг/л. В количестве 0,05 - 0,1 мг/л ионы серебра обладают только бактериостатическим действием (способностью сдерживать рост и размножение бактерий). Хотя скорость обеззараживания серебром не так высока, как озоном или УФ лучами, ионы серебра могут долгое время оставаться в воде, обеспечивая ее длительную дезинфекцию. Механизм действия серебра еще до конца не изучен. Как полагают ученые, обеззараживающий эффект наблюдается, когда положительно заряженные ионы серебра, а также меди образуют электростатические связи с отрицательно заряженной поверхностью клеток микроорганизмов. Эти электростатические связи создают напряжение, которое может нарушить проницаемость клеток и снизить проникновение в них жизненно-необходимого количества питательных веществ. Проникая же внутрь клеток, ионы серебра, а также меди взаимодействуют с аминокислотами, которые входят в состав протеинов и используются в процессе фотосинтеза. В результате чего, процесс превращения солнечного излучения в пищу и энергию микроорганизмов нарушается, что и приводит к их гибели.В результате многочисленных исследований подтверждено эффективное бактерицидное воздействие ионов серебра на большинство патогенных микроорганизмов, а также и на вирусы. Однако спорообразующие разновидности микроорганизмов практически нечувствительны к серебру.Обогащение воды ионами серебра может осуществляться несколькими способами: непосредственным контактом воды с поверхностью серебра, обработкой воды раствором солей серебра и электролитическим методом.

Качественная реакция на ионы меди
Гексацианоферрат (2) калия K 4 образует с раствором соли меди красно-бурый осадок Cu 2 , нерастворимый в разбавленных кислотах, но растворимый в растворе аммиака.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯К 3 каплям раствора CuSO 4 прибавить 2 капли раствора соли K 4 . Hаблюдать выпадение красного осадка. Осадок отцентрифугировать и прибавить к нему 3–5 капель раствора аммиака.

Реакции обнаружения ионов меди Сu2+

Действие группового реагента H2S. Сероводород образует в подкисленных растворах солей меди черный осадок сульфида меди (II)CuS:CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Действие гидроксида аммония NH4OH. Гидроксид аммония NH4OH, взятый в избытке, образует с солями меди комплексный катион тетраамминмеди (II) интенсивно-синего цвета:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4Н2O,

Сu2+ + 4NH4OH = + + 4Н2О.

Реакции обнаружения ионов серебра Ag+

Действие группового реагента НС1. Соляная кислота образует с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Обнаружение катиона серебра. Соляная кислота и растворы ее солей (т. е. хлорид-ионы Сl-) образуют с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl, который хорошо растворяется в избытке раствора NH4OH; при этом образуется растворимая в воде комплексная соль серебра хлорид диамминсеребра. При последующем действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок (эти свойства солей серебра используются для его обнаружения):

AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2Н2О,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90.Элементы II В группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Комплексная природа, медь- и цинксодержащих ферментов. Аналитические реакции на ионы Zn 2+ .

Ферментами называют природные белковые катализаторы. Некоторые ферменты имеют чисто белковый состав и не нуждаются для проявления своей активности в каких-либо иных веществах. Однако существует обширная группе ферментов, активность которых проявляется только в присутствии определенных соединений небелковой природы. Эти соединения называются кофакторами. Кофакторами могут быть, например, ионы металлов или органические соединения сложного строения - их обычно называют коферментами. Установлено, что для нормальной работы фермента иногда требуется и кофермент, и ион металла, образующие вместе с молекулой субстрата тройной комплекс. Так металлы входят в состав биологических машин как незаменимая часть. Ионы магния нужны для работы по переносу остатков фосфорной кислоты, для этих же целей нужны и ионы калия; гидролиз белков требует ионов цинка и т. д. Ниже мы разберем эти вопросы детально.Ферменты, как правило, ускоряют однотипные реакции, и лишь немногие из них действуют только на одну определенную и единственную реакцию. К таким ферментам, обладающим абсолютной специфичностью, относится, в частности, уреаза, разлагающая мочевину. Большинство ферментов не столь строги в выборе субстрата. Одна и та же гидролаза, например, способна катализировать гидролитическое разложение нескольких различных сложных эфиров.По мере того как в биологических исследованиях их химическая сторона углублялась и химики все чаще становились помощниками и сотрудниками биологов, число вновь открываемых ферментов неуклонно возрастало; вскоре их пришлось считать уже не десятками, а сотнями. Такое расширение круга биологических катализаторов вызвало некоторые трудности в классификации и номенклатуре ферментов.Раньше ферменты называли по тому субстрату, на который они действовали, с прибавлением окончания "аза". Так, если фермент действует на сахар мальтозу, то его называли "мальтаза", если на лактозу - "лактаза" и т. д. В настоящее время принята номенклатура, в которой название отражает также и химическую функцию фермента. Частица "аза" сохранена для простых ферментов. Если же в реакции участвует комплекс ферментов, применяют термин "система".

Ферменты делят на шесть классов:

Оксидоредуктазы. Это ферменты, катализирующие окислительно-восстановительные реакции. Примером оксидоредуктаз могут служить пируватдегидрогеназа, отнимающая водород от пировиноградной кислоты, каталаза, разлагающая пероксид водорода, и др.

← Вернуться