Химические различия, способствующие избирательности

Наряду с закономерностями, определяющими сродство к металлу, существует ряд явлений, не подчиняющихся этим за­кономерностям. Избирательность биологического действия неко­торых ионов часто зависит именно от таких исключений из пра­вила.

В большинстве случаев образующиеся хелатные комплексы представляют собой тетраэдры, но железо (и двух- и трехва- 160

Таблица 11.3. Кристаллические радиусы катионов (нм) [Pauling, I960]

лентное) образует октаэдрические комплексы.

Стерический эффект другого типа возникает, когда объемные заместители располагаются вблизи хелатообразующих групп. Это препятствует сближению двух лигандов настолько, чтобы стало возможным образование прочного комплекса в соотноше­нии 2: 1, если же катион металла имеет небольшой диаметр, то он вообще не может быть захвачен. Так, 2-метилоксин (11.17) связывает все катионы значительно менее прочно, чем оксин, причем эта разница максимальна для иона алюминия [Irving, Rossotti, 1956], имеющего наименьший кристаллический радиус (0,05 нм) по сравнению со всеми обычными металлами (табл. 11.3). Две молекулы 2,9-диметил-орто-фенантролина (11.18, R—СНз) стерически мешают друг другу настолько, что не могут удержать ион железа (II). В этом случае взаимное от­талкивание двух молекул лиганда приводит к тому, что два атома азота не могут участвовать в образовании октаэдрическо­го комплекса с ионом железа (II); даже плоский комплекс с медью (Си²⁺) образуется с трудом. Тем не менее такое рас­положение молекул лиганда благоприятно для связывания ка­тиона Си+ (образующего тетраэдрические комплексы). Такие комплексы одновалентной меди отличаются большой устойчи­востью, что позволяет использовать их для анализа.

Рассмотрим теперь лиганды, объем которых слишком велик для того, чтобы они могли сблизиться и образовать достаточно устойчивый комплекс в соотношении 2:1с катионом небольшо­го диаметра. Радиус иона магния на 0,034 нм меньше радиуса иона кальция (см.

Величины радиусов негидратированных катионов постоянно пересматриваются [Ladd, 1968]. Все используемые методы ос­нованы на заключениях и предположениях. Наиболее точными и широко используемыми остаются данные, приведенные в табл. 11.3.

Следует помнить, что в химии хелатных соединений приме­няют именно радиусы негидратированных ионов (радиусы гид­ратированных ионов приведены в табл. 12.2). Реакции, обсуж­давшиеся до сих пор, контролируются равновесным стериче­ским эффектом. Подробнее о кинетическом стерическом эффекте см. Wilkins (1962).

Избирательное усиление прочности связи с железом было обнаружено у некоторых ароматических лигандов. Оно обуслов­лено образованием «обратной двойной связи», т. е. я-связи за счет передачи железом неиспользованных электронов Зй-орби- тали (при благоприятном ее расположении) на свободные молекулярные орбитали лиганда. При этом смещение электрон­ной плотности происходит в направлении, показанном в форму­ле (11.22), вместо обычного смещения, как в (11.21). Вследст­вие этого повышается прочность связи между металлом и ли­гандом и возрастает устойчивость. Ион двухвалентного железа обычно образует парамагнитные почти бесцветные комплексы, однако с гетероароматическими лигандами, содержащими азот, соединенный двойной связью, Fe²+ образует интенсивно окра­шенные комплексы (обычно красного цвета), не обладающие парамагнитными свойствами.

Сравнение значений log К для орто-фенантролина и 2,2'-би- пиридила (табл. 11.1) показывает, что они подчиняются двум закономерностям, рассмотренным выше. Ион Си+ обычно обра­зует комплексы с планарной структурой, третья молекула ли­

ганда включается в комплекс с большим трудом. Поэтому двух­валентная медь занимает в таблице необычно низкое место — ниже Ni²⁺. Необычно высокие значения р имеет ион двухвалент­ного железа. Это обусловлено очень высоким значением третьей частной константы (Кз), так как в этом случае возможно обра­зование «обратной двойной связи» в комплексе со спаренными спинами. Именно поэтому Fe²+ занимает в таблице необычно высокое место — выше Zn²⁺ и Со²+. Вследствие комбинации ука­занных принципов Fe²+ образует такие же прочные связи, как и Cu²+ [Irving, Mellor, 1962].

Другой характер имеют кривые зависимости констант устой­чивости от атомного номера в ряду: кальций, магний, марганец, железо, кобальт, никель, медь и цинк (рис. 11.5). Наиболее резкий подъем кривых отмечается для тех лигандов, у которых в образовании хелатов участвуют два атома азота (например, для этилендиамина). Меньше крутизна кривых для тех лиган­дов, у которых в образовании хелатов участвуют один атом азо­та и один атом кислорода (например, для глицина). Наиболее И* 163

Рис. 11.5. Относительное сродство двухвалентных катионов к кнслород- и азотсодержащим хелатирующим агентам (на осн координат отложены логарифмы первых констант устойчи­вости комплексов, по осн абсцисс — катионы металлов с возрастающими атомными номерами).

пологие кривые наблюдаются для лигандов, у которых в об­разовании комплексов участву­ют два атома кислорода (на­пример, для щавелевой кисло­ты) [Irving, Williams, 1953]. Кривые для соединений, при­надлежащих к этим трем клас­сам, пересекаются между Мп²⁺ и Fe²⁺ (см. рис. 11.5). Не только Mg²⁺ и Са²⁺, но и Fe^34-, Т1³+, Мо⁵+ и V⁵+ проявляют большее сродство к кислороду, чем к азоту.

Большинство металлов легче соединяется с лигандами, со­держащими кислород, чем с серосодержащими лигандами. Од­нако Cu+, Ag+, Au+, Hg²⁺, As³+ и Sb³⁺ отдают предпочтение сере; именно этим объясняется успешное применение димерка- прола (11.23) в качестве антидота при отравлениях некоторы­ми из этих катионов. У трех других катионов Cu²+, Ni²+ и Со²⁺ сродство к сере несколько выше, чем к кислороду, если сера находится в неионизированном состоянии, как, например, в ор­ганических сульфидах.

Другим фактором, влияющим на относительное сродство ряда металлов, служит изменение окислительно-восстановитель^: ного потенциала металлов¹, вызванное образованием хелатных соединений с металлами, имеющими переменную валентность (например, Си, Fe, Со, Мп, Mo, V). Вследствие хелатообразо­вания такие металлы могут даже изменить первоначальную ва­лентность на более высокую или низкую (количественные дан-

’ Окислительно-восстановительный потенциал (Ео) —это константа, рас­считанная при pH 0 по следующему уравнению:

где Е„—потенциал, измеренный экспериментально; R — универсальная газо­вая постоянная; Т—абсолютная температура; F — число Фарадея; п—число участвующих электронов, a In — натуральный логарифм. Прн любом pH, от­личном от 0, используют символ Е' н указывают pH. Потенциалы, определен­ные с помощью полярографии, часто измеряют относительно «насыщенного каломельного электрода»; для того чтобы перевести их в упоминавшуюся вы­ше шкалу (относительно нормального водородного электрода), необходимо прибавить 0,246 В.

Таблица 11.4. Влияние лигандов на окислительно-восстановительный по­тенциал (в основном при 20 °С)

¹ Индексы перед названиями лигандов имеют то же значение, что и в табл. 11.1 (напрнмер, ⁸Бипирндил означает комплекс бнпнрнднла 3; І). Большинство данных взято из работ Perrin (1959), Hawkins, Perrin (1962).

ные см. в табл. 11.4). Следует помнить, что величины потенциа­лов колеблются от +2 В для наиболее сильных окислителей до —2 В для самых сильных восстановителей. В качестве приме­ра можно привести соединения кобальта. Соли двухвалентного кобальта обычно устойчивы в водных растворах, тогда как соли трехвалентного кобальта мгновенно разлагаются водой с выде­лением кислорода. Тем не менее после образования хелатного соединения с этилендиамином потенциал падает настолько рез­ко, что комплекс с двухвалентным кобальтом легко окисляется до более стабильного соединения с кобальтом (III).

Потенциал комплекса определяется: 1) ионным зарядом на лиганде; 2) «обратной связью» металла с лигандом и 3) эффек­том кристаллического поля [Perrin, 1959]. Например, относи­тельно пункта 1) известно, что при анионном характере лиган­да предпочтительнее высшая валентность металла; относитель­но пункта 2)—что образованию «обратной связи» железа с лигандами способствует низшая валентность металла, и пунк­та 3)—что для эффекта кристаллического поля предпочтитель­нее оказываются Си и Fe в двухвалентном состоянии. К со­жалению, на основе этих фактов пока еще нельзя предсказы­вать потенциал комплекса без проведения необходимых изме­рений.

Из данных табл. 11.4 видно, что некоторые комплексы явля­ются значительно более сильными окислителями, чем свободные катионы металлов. Такие комплексы способны вызывать разру­шение природных метаболитов, например, хелаты меди и ди- этилдитиокарбаматов разлагают тиоктовую кислоту (2.28) [Sijpesteijn, Janssen, 1959].

Рассматривая другие аспекты взаимодействия металл — ли­ганд, следует отметить, что металл может изменять избиратель­ность органического лиганда: а) влияя на распределение элек­тронов в лиганде; б) повышая реакционную способность актив­ного центра лиганда; в) вызывая изменение конформации ли­ганда; г) обеспечивая возможность присоединения или отрыва электрона; д) увеличивая липофильность лиганда и, следова­тельно, его способность проникать в живую клетку.

В разд. 14.2 рассматриваются ионофоры, способные без об­разования хелатных соединений осуществлять транспорт одно­валентных ионов (например, Na+) через мембраны.

11.5.