Из школьного курса физики вам известно, что 2 страница

      Множитель е показывает долю молекул с энергией, большей или равной Е_а, от общего числа молекул; этот множитель выводится из кинетической теории газов. Поскольку энергия активации входит в уравнение Аррениуса в показателе степени, то даже сравнительно небольшая разница в величинах Е_а должна привести к тому, что скорости соответствующих реакций будут значительно различаться. Вследствие этого реакции, для которых Е_а ‹ 40 кДж/ моль, при комнатной температуре идут с большей скоростью, реакции же, для которых Е_а › 150 кДж/моль, практически заморожены. Например, реакции между ионами идут практически мгновенно.

 

 

     От Е_а  зависит и температурный коэффициент скорости реакции: при комнатной температуре значениям Е_а 60, 90 и 110 кДж/моль примерно соответствуют значения γ 2,3 и 4. 

 

 

ТИПЫ РЕАКЦИЙ
ПО КИНЕТИЧЕСКОМУ МЕХАНИЗМУ

 

     В зависимости от механизма реакции можно разделить на простые и сложные. Простые реакции – это реакции идущие в одном направлении и включающие один химический этап. Это крайне редкий случай. Как правило химичесчкий процесс – это сложная реакция, причем в ней на промежуточных стадиях участвуют активированные комплексы, свободные радикалы, ионы. Есть несколько видов сложных реакций.

     Если исходное вещество участвует в нескольких реакциях, приводящих к образованию различных продуктов, то такие реакции называются параллельными:

KClO₃ → 2KCl + 3O₂ (кат. MnO₂и Е)

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

или

HClO → HCl + O

2HClO → H₂O + Cl₂O

3HClO → 2HCl + HClO₃

Такие реакции часто встречаются в органической химии: нитрование фенола, бензойной кислоты и т.д. Общая скорость реакции равна сумме скоростей отдельных реакций.

Последовательными реакциями называются реакции, при которых продукт начальной реакции является исходным веществом для следующей реакции. Эти реакции идут согласно схемам:

А → В → С

или A + B + … → C + D + … → E + F + …

 

Так проходит омыление эфиров двухосновных кислот щелочью. В этих реакциях скорость реакции определяется скоростью самой медленной стадии.

     Сопряженные реакции протекают по схеме:

А + В → D

A + C → E

Эти реакции характеризуются тем, что одна идет самопроизвольно, тогда как другая имеет место только в присутствии первой. Одна

реакция индуцирует протекание другой, т. е. имеет место химическая индукция. Первая реакция, идущая самопроизвольно, называется первичной, индуцируемая реакция – вторичной.

     Например, пероксид водорода окисляет соли Fe(II) до солей Fe(III), но не окисляет иодоводородную кислоту в отдельности. Если же берется смесь Fe(II) HI, то окисляются оба вещества. Происходит это потому, что помимо окисления Fe(II) до Fe(III) (первичная реакция), пероксид водорода окисляет и HI(вторичная реакция). Это объясняется тем, что в протекающей реакции промежуточными частицами являются радикалы ОН, которые взаимодействуют с HI:

2HI + 2OH → 2H₂O + I₂

Вещество А, участвующее в обеих реакциях, легко реагирующее с веществом В, называется актором, вещество В, индуцирующее вторичную реакцию – индуктором, вещество С, реагирующее вследствие индукции – акцептором. В нашем примере актор – Н₂О₂, индуктор – Fe(II), акцептор – HI.

     Сопряженные реакции можно рассматривать как параллельно-последовательные, протекающие через общие активные промежуточные продукты. В сопряженно-последовательных реакциях промежуточное вещество одной реакции служит связывающем звеном в обеих реакциях. Вторичная реакция начинается с взаимодействия промежуточного вещества первичной реакции с исходным веществом вторичной.

     Особым примером сопряженных реакций служат цепные реакции. Например при 200⁰С в темноте реакция между хлором и водородом не идет. Однако она протекает с высокой скоростью в тех же условиях в присутствии паров натрия:

Na + Cl₂ → NaCl + Cl

Cl + H₂ → HCl + H

H + Cl₂ → HCl + Cl

Cl + H₂ → …ит.д.

Реакция протекает по радикально-цепному механизму. При цепной реакции имеет место цепочкареакций, в каждой из которых образуется молекула продукта и одновременно – свободный радикал, т.е. фрагмент молекулы, имеющий неспаренный электрон. Свободные радикалы химически активвны, время жизни их мало, они быстро реагируют либо с молекулами, либо с другими свободными радикалами. Когда свободный радикал реагирует с молекулой исходного вещества, образуется еще одна молекула продукта реакции и новый радикал. И т.д.

 

 

ФОТОХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

         

ФОТОХИМСИЧЕСКИМИ РЕАКЦИЯМИ называются реакции, протекающие под действием кванта света. Для того чтобы молекула, являющаяся исходным веществом в фотохимической реакции, претерпела химическое превращение, необходимо, чтобы поглощенный квант света вызвал ее возбуждение. Такое действие оказывает только излучение с длиной волны меньше 750 нм, что соответствует красной границе видимой области спектра. Если поглощенный квант вызовет элементарную химическую реакцию типа

Х – Х + hν → Х + Х

то образовавшиеся активные частицы (Х) способны инициировать другие реакции, в том числе и с участием исходных молекул.

     Важнейшей количественной кинетической характеристикой фотохимической реакции является её квантовый выход.

Квантовый выход реакции – это число прореагировавших или образовавшихся молекул на один поглощенный квант света в единицу времени.

В 1818 году Гротгус сформулировал первый закон фотохимии:

 

ТОЛЬКО ПОГЛОЩЕННЫЙ СВЕТ ЯВЛЯЕТСЯ ФОТОХИМИЧЕСКИ АКТИВНЫМ

 

          Необходимо помнить о реакции фотосинтеза:

6СО₂ + 6Н₂О + 2817 кДж = С₆Н₁₂О₆ + 6О₂

Именно участие световой энергии определяет возможность протекания этой сильно эндотермической реакции, которая к тому же сопровождается большим понижением энтропии.

Благодаря этой реакции зеленые растения усваивают солнечную энергию, а обратная реакция служит источником энергии для животных и других нефотосинтезирующих организмов (грибов, ряда бактерий и т.д.).

Согласно второму закону фотохимии (Эйнштейн и Штарк, 1912 год):

ОДНА МОЛЕКУЛА УЧАСТВУЕТ В ФОТОХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, ПОГЛОЩАЯ ОДИН КВАНТ СВЕТА

 

     Это означает, что в простых фотохимических реакциях, при которых поглотившая квант света возбужденная молекула реагента на

следующей же стадии реагирует с образованием конечных продуктов, квантовый выход, определенный по расходованию этого реагента, должен быть больше единицы.

 

КАТАЛИЗ

 

КАТАЛИЗОМ  называется ускорение химической реакции в присутствии вещества, именуемого катализатором, остающегося после реакции в неизменном состоянии и количестве.

 

Действие катализаторов объясняется появлением новых механизмов реакций, при которых медленные стадии заменяются более быстрыми, идущими с участием катализаторов:

 

 

КИНЕТИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ КАТАЛИТИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ ВКЛЮЧАЮТ ЧАСТИЦЫ КАТАЛИЗАТОРА, КОТОРЫХ НЕТ В СТЕХИОМЕТРИЧЕСКОМ УРАВНЕНИИ РЕАКЦИИ.

 

Простейшая схема превращения вещества А в вещество В с участием катализатора К включает образование активного промежуточного комплекса АК:

А + К → АК

АК → В + К

Катализатор возвращается в исходное состояние одновременно с образованием продукта.

     Механизмы многих каталити

ческих реакций очень сложны и до сих пор не всегда ясны. Однако, независимо от механизма действия, роль любого катализатора с точки зрения энергетики реакции сводится к снижению энергии активации реакции без изменения энергии реагентов и продуктов. При этом катализатор не оказывает влияния на термодинамические характеристики реакции - изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса при переходе от исходных веществ к конечным. Подобно опытному проводнику в горах куатализатор прокладывает наиболее быстрый и легкий путь между исходным и конечным пунктами – путь, не требующий преодоления твысоких интервалов.

     Анализ уравнения Аррениуса показывает, что для E_a от 50 до 100 кДж/моль уменьшение этого значения всего на 1 – 2 кДж/моль эквивалентно повышению температуры на 10 градусов, т.е. увеличению скорости в 2 – 4 раза.

     Катализатор может также увеличивать вероятность успешного столкновения молекул, т.е. может повышать частотный фактор А в уравнении Аррениуса.

     Различают два типа катализа: гомогенный – катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу; гетерогенный – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

     В случае гетерогенного катализа образование промежуточного реакционноспособного соединения происходит на поверхности катализатора в результате адсорбции на ней одного или нескольких участников реакции. Активность катализатора зависит от площади и свойств его поверхности. Чем больше поверхность, тем эффективнее адсобция и соответственно катализ.

     Примером гомогенного катализа является нитрозный способ получения серной кислоты:

2NO + O₂ → 2NO₂ (промежуточное соединение)

2NO₂ + 2SO₂ → 2SO₃ + 2NO (катализатор)

     По механизму гетерогенного катализа протекают реакции синтеза аммиака при получении азотной кислоты, окисления диоксида серы в триоксид при контактном способе получения серной кислоты и т.д.

     Следует выделить ферментативный катализ. Он обусловлен действием ферментов и играет исключительно важную роль в обмене веществ в живых организмах. Ферменты – белковые вещества, являющиеся катализаторами биохимических процессов. Ферменты представляют собой макромолекулы, они занимают промежуточное положение при делении катализаторов на гомогенные и гетерогенные. Например фермент – нитрогеназа, ответственный за фиксацию атмосферного азота клубеньковыми бактериями, имеет молекулярную массу около 350000 – в пять раз большую, чем гемоглобин. В организме человека действует несколько десятков тысяч ферментов, катализирующих специфические реакции. 

 

 

ЛЕКЦИЯ № 03.

 

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

 

 

Комплексными соединениями называются вещества, в узлах кристаллической решетки которого находятся сложные частицы. Эти частицы построены за счёт координации одним атомом или ионом электронейтральных молекул или ионов, имеющих противоположный заряд. Комплексные соединения существуют самостоятельно при переходе вещества в расплавленное или растворённое состояние.

     Комплексные соединения имеют большое значение в живой и неживой природе:

ü гемоглобин – комплексное соединение железа – осуществляет перенос кислорода к клеткам ткани;

ü хлорофилл – комплексное соединение магния – ответственно за фотосинтез в растениях.

Все комплексные соединения химически сложны, они, как правило, состоят из трёх и более элементов.

 

 

 ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ

КООРДИНАЦИОННОЙ ТЕОРИИ

 

     Строение и свойства комплексных соединений объясняются координационной теорией (А. Вернер, Швейцария, 1893 г.). Согласно этой теории, в комплексном соединении различают внутреннюю, или координационную, и внешнююсферы.

     Частицы внутренней сферы связаны более прочно, они образуют комплексный ион, или комплекс, который способен к самостоятельному существованию в растворе или расплаве. В формулах комплексных соединений координационная сфера заключается в квадратные скобки:

 

[Cu(NH₃)₄]     SO₄→ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

внутренняя сфера        внеш.         в растворе

                                       сфера

 

     Внутренняя сфера состоит из центральной частицы – комплексообразователя М (ион или атом) и непосредственно связанных (координированных) с ним лигандов L (ионы противоположного знака или молекулы). В нашем примере ион меди является комплексообразователем, а лигандами – молекулы аммиака.

     Число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами, называется координационным числом или координационной валентностью комплексообразователя. Например, в комплексных ионах [Pt(NO₂)₂Cl₂] ^2-координационное число Pt равно 4, а в [Fe(CN)₆] ^3-координационное число Fe равно 6.     Координационное число обычно больше степени окисления комплексообразователя. Численные значения координационных чисел варьируются в пределах от 1 до 12. Но наиболее часто встречаются (более чем у 95 % комплексных соединений) значения равные 4 и 6. Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой заряда комплексообразователя и зарядов всех лигандов:

 

2+ 6∙(-1)               2+ 0     0      1-

[Fe(CN)₆] ^4- ; [Pt(H₂O)(NH₃)₂OH] ⁺.

 

     По знаку электрического заряда различают комплексы:              а) катионные      [Co(NH₃)₆] ³⁺

б) анионные [Fe (CN)₆] ^3-

в) нейтральные [Ni(CO)₄] ⁰. Эти комплексы не имеют внешней сферы.

     В качестве комплексообразователя может выступать любой элемент, но наиболее характерно эта способность выражена у переходных металлов (d-элементов). Объясняется это тем,что эти элементы имеют большое число свободных d-орбиталей. Координационное число, проявляемое тем или иным комплекссообразователем, зависит от заряда (степени окисления) и размера комплексообразователя, природы лигандов, а также от условий образования комплексов (концентрация исходных компонентов, температура и т.д.). Приведём значения координационных чисел, соответствующие заряду иона:

 

Заряд центрального иона:      1+  2+  3+  4+

Координационнеое число: 2    4, 6 6,4  8

 

     В качестве лигандов могут выступать простые (Сl^‾,I^‾, Br^‾,     OH ^‾) и сложные (СO₃ ^2-, NO₂^‾и т.п.) ионы, нейтральные молекулы как неорганические(H₂O, NH₃, CO), так и органические (NH₂CH₂CH₂NH₂).

     Число мест, занимаемых каждым лигандом во внутренней сфере комплекса, называется координационной ёмкостью (или дентантностью) лиганда. Лиганды, занимающие в координационной сфере одно место, - монодентантные (например, CN^-, NH₃, простые анионы). Лиганды, занимающие в координационной сфере два или несколько мест, называются би- или полидентантными (например, С₂О₄^2-, СО₃^2- и т.п.). В некоторых случаях один и тот же лиганд в зависимости от того, как он соединяется с комплексообразователем,, может быть и моно- и бидентантным, например:

 

NH₃                                                                           NH₃

 

H₃N                  NH₃                                           H₃N             O

 

              Co                                                                   Co         SO₂

 

H₃N                    OSO₃                                     H₃N             O

 

              NH₃NH₃

 

 

     Комплексные соединения, образованные с участием би- или полидентантными лигандами носят название хелатов, или клешневидных. Это название связано с тем, что лиганды в рассматриваемом случае подобно клешням рака охватывают центральный атом, образующим комплекс.

 

    О ------С=====О

М

    О-------С=====О

 

К хелатным относятся и внутрикомплексные соединения, в которых центральный атом входит в состав цикла, образуя ковалентные связи разными способами:

 

 

К внутрикомплексным соединениям относится хлорофилл и гемоглобин.  

 

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

В КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЯХ

 

     Механизм образования химических связей в комплексных соединениях описывается с помощью различных квантовомеханических методов методов.

     Мы познакомимся с тем, как описывает химическую связь в комплекснных соединениях метод валентных связей (МВС), так как этот метод достаточно прост и нагляден.

     МВС объясняет взаимодействие между М и L как донорно-акцепторное, которое идёт за счёт электронных пар, поставляемых лигандами (L). Акцепторами, как правило, выступают ионы металлов, имеющие свободные (вакантные) орбитали. Особенно большое число свободных орбиталей имеют d- и f-элементы.

     Большинство элементов периодической системы может выступать в роли комплексообразователей, но способность образовывать комплексы у них сильно отличается.

     Для s-элементов комплексообразование нехарактерно (исключением является Ве), так как их ионы имеют большой радиус, малый заряд и у них отсутствуют d-электроны на внешнем уровне.

     Р-Элементы могут быть как M так и L. Это свойство присуще только р-элементам. р-Элементы более слабые комплексообразователи, чем d-элементы. У р-элементов II – го периода из-за участия в комплексообразовании 2s- и 2р-орбиталей центрального атома координационное число не больше 4. У р-элементов III-го периода в образовании комплексов могут участвовать s-, р- и d-орбитали, поэтому координационные числа имеют большие значения: 5(РF₅), 6(SF₆) и даже 8 (ХеF₈).

     Все d-элементы активные комплексообразователи. Способность к образованию комплексных соединений в сильной степени зависит у них как от числа d-электронов (т.е. от места d-элемента в большом периоде), так и от числа электронных уровней (т.е. от номера периода). Особенно яркими комплексообразователями являются: железо, кобальт, никель, палладий, медь серебро, марганец и некоторые другие. Эти элементы имеют незаполненный электронами d-подуровень.

     При переходе вниз по подгруппе способность к комплексообразованию элементов изменяется сложным образом. Это связано с зарядом иона и его радиусом. Невысокие заряды ионов и их большие радиусы приводят к уменьшению прочности комплексных соединений, но при этом наблюдается большое разнообразие таких соединений. Наоборот, если ион имеет высокий заряд и малый радиус, то прочность комплексных соединений увеличивается, а число возможных комплексных соединений сокращается.

     По мере заполнения d-подуровня электронами происходит уменьшение величин координационных чисел. Максимум устойчивости комплексного иона наблюдается по мере приближения к середине d-последовательности элементов периода.

     При образовании комплекса орбитали центрального атома, участвующие в образовании связей, подвергаются гибридизации. Тип гибридизации определяется как электронной структурой комплексообразователя, так и числом, природой и электронной структурой лигандов. Гибридизация электронных орбиталей комплексообразователяопределяет геометрическую структуру комплекса.

     Рассмотрим строение комплексного иона [Ag(NH₃)₂] ⁺ с позиций МВС.

             4d                            5s           5p

Ag⁺ — — — — —  —      — — —

 

NH₃NH₃

 

Вакантные («пустые») 5s- и 5р-орбитали выступают в роли акцептора электронной пары. Тип гибридизации: sp-гибридизация. Молекула линейна, так как гибридные орбитали расположены под углом 180 ⁰. Строение этого комплексного иона можно изобразить следующей схемой:

Ag ⁺

H₃NNH₃

 

Рассмотрим, как идёт образование комплексного иона [Co(NH₃)₆] ³⁺:

 

3d                           4s          4p

Со³⁺— — — —  —        —    — —     —

 

                                 NH₃  NH₃           NH₃    NH₃ NH₃     NH₃

 

В данном примере тип гибридизации: d ² sp ³. Молекула является октаэдром.

     При образовании комплекса под влиянием лигандов может меняться характер распределения электронов на валентных орбиталях элемента. Рассмотрим в качестве примера образование комплекса [Pt(NH₃)₄] ²⁺. Приведём схему распределения электронов иона Рt²⁺:

 

Pt²⁺— — — —  —        —    — —     —

                  5d                           6s                6p

На подуровне 5d имеется два неспаренных электрона. Для образования прочных связей энергетически выгодно освободить одну 5d-орбиталь, увеличив число спаренных электронов. Это и происходит при образовании комплекса:

 

NH₃NH₃NH₃NH₃

Pt²⁺— — — —  —        —      —   —     —

                  5d                           6s                6p

 

Тип гибридизации: dsp ². Молекула имеет форму квадрата. В образовании связей с лигандами участвует одна 5s-, одна 6s- и две    6р-орбитали. Гибридные орбитали направлены к вершинам квадрата, поэтому конфигурация молекулы – плоский квадрат. (См. рисунок)

 

 

     Свойства комплексного иона зависят и от интенсивности перекрывания орбиталей комплексообразователя (М) илигандов (L). Покажем это на примере следующих комплексных ионов, имеющих одинаковый комплексообразователь: катион Fe ²⁺:

 

[FeF₆] ^4-и    [Fe(CN)₆] ^4-

 

Первый комплекс образуется согласно схеме:

3d                             4s        4p                      4d                         

Fe ²⁺ — — — — — — — — —   — — — — — +6F^-

 

 

              3d                        4s        4p                      4d                         

Fe ²⁺ — — — — — — — — —   — — — — —

 

                                                 F     F F F       F F                 

 

 

Типгибридизации: sp³d²

Ион F^- - лиганд слабый. d-орбитали катиона Fe²⁺остаются без изменений. Образуемый комплекс является внешнеорбитальным, так как в его образовании участвуют только орбитали внешнего уровня. Комплекс обладает магнитным моментом, величина которого определяется числом неспаренных электронов.

 

     Иначе образуется цианидный комплекс. Анион CN ^–сильный лиганд, он использует частично застроенные 3d-орбитали:

 

3d                     4s        4p                      4d                         

Fe ²⁺ — — — — — — — — —   — — — — —

                            CN^‾ CN^‾ CN^‾ CN^‾ CN^‾ CN^‾

 

Тип гибридизации: d²sp³.

При образовании комплекса происходит перестройка 3d-подуровня, электроны спариваются и освобождают две орбитали. Рассмотренный комплекс является внутриорбитальным, так как задействованы орбитали и внутреннего подуровня. Комплекс немагнитен, т.к. не имеет неспаренных электронов.

 

УСТОЙЧИВОСТЬ КОМПЛЕКСНЫХ

СОЕДИНЕНИЙ

 

     Диссоциация комплексных соединений идёт так, что внутренняя сфера ведёт себя как единое целое:

 

[Ag(NH₃)₂]Cl ↔ [Ag(NH₃)₂] ⁺  + Cl ^‾

 

Этот процесс называется первичной диссоциацией. Первичная диссоциация протекает по типу диссоциации сильных электролитов.

     Диссоциация внутренней сферы комплекса называется вторичной. Она протекает по типу диссоциации слабых электролитов и характеризуется равновесием между комплексом, центральным ионом и лигандами:

 

[Ag(NH₃)₂] ⁺ ↔Ag ⁺ + 2NH₃

Этот процесс может быть описан на основе закона действия масс

 

С(Ag ⁺) ∙ С(NH₃)²

C([Ag(NH₃)]    

Полученное выражение является мерой устойчивости комплекса: чем меньше К_{нестойкости}, тем устойчивее комплекс. Иногда используют обратную величину константы нестойкости, её называют константой устойчивости.

 

КЛАССИФИКАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

 

     Наиболее распространённой является классификация комплексных соединений по природе лигандов. Различают:    

 

1. АКВАКОМПЛЕСЫ. Лиганды у таких комплдексных соединений – молекулы воды: [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Co(H₂O)₆]SO₄, [Cu(H₂O)₄](NO₃)₂.

2. ГИДРОКСОКОМПЛЕКСЫ. У этих соединений лиганды – гидроксидионы: Na[Al(OH)₄], Na₂[Zn(OH)₄], K₂[Sn(OH)₆].

3. АЦИДОКОМПЛЕКСЫ. В этом случае лиганды – анионы различных кислот: K₄[Fe(CN)₆], Na₃[AlF₆].

4. комплексные соединения СМЕШАННОГО ТИПА. Например: [Co(NH₃)₄Cl₂], Na[Al(OH)₄(H₂O)₂], [Cr(H₂O)₃F₃].

5. Выделяют также ЦИКЛИЧЕСКИЕб или ХЕЛАТНЫЕ (КЛЕШНЕВИДНЫЕ), КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ, содержащие би- и полидентантные лиганды, связанные с центральным атомом несколькими связями:

 

                          О ─ С ═ О                     NH₂ ─ CH₂

             М                                 М

                          О ─ С ═ О                     NH₂ ─ CH₂

 

На схемах обычные ковалентные связи изображены чёрточками, а связи, образованные по донорно-акцепторному механизму – стрелочками.

К хелатным относятся и ВНУТРИКОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ, в которых центральный атом входит в состав цикла, образуя ковалентные связи разными способами:

 

H₂C ─ H₂N                    NH₂ ─ CH₂

 

                                   Cu

 

    O ═ C ─ O                      O ─ C ═ O

 

 

К внутрикомплексным соединениям относятся важнейшие природные комплексы – ГЕМОГЛОБИН и ХЛОРОФИЛЛ. У этих комплексных соединений примерно одинаковая структура ядра. Разница заключается в том, что у хлорофилла М ═ Mg²⁺, а у гемоглобина – Fe²⁺. Координационное число данных ионов равно 6, поэтому по вакантным местам присоединяются ещё две молекулы других веществ. Например, в гемоглобине по одну сторону хелата присоединяется молекула белка глобина, а по другую – молекула кислорода, благодаря чему это соединение является переносчиком кислорода в крови:

 

O₂

N ------------------- N

 

Fe²⁺

 

N ------------------- N