ВУЗ: Ростовский Государственный Медицинский Университет
Категория: Учебное пособие
Дисциплина: Химия
Добавлен: 17.02.2019
Просмотров: 9982
Скачиваний: 53
101
Если образующееся при гидролизе основание очень слабое, то расчет
ведут по более точной формуле
.
III. Соли слабой одноосновной кислоты и слабого однокислотно-
го основания. При растворении ацетата аммония в воде наступает его
практически полная диссоциация:
CH
3
COONH
4
→ NH
4
+
+ CH
3
COO
-
Столкновение ионов NH
4
+
и СН
3
СОО
-
с молекулами воды приводит к
образованию слабо диссоциирующих молекул соответственно слабого ос-
нования NH
4
ОH и слабой кислоты СН
3
СООН по схеме:
CH
3
COONH
4
+ H
2
O ↔ NH
4
OH + CH
3
COOH
Так как образующиеся вещества – слабые электролиты, то в резуль-
тате соли слабых кислот и слабых оснований подвергаются почти полному
гидролизу, а реакция среды в растворах определяется соотношением силы
кислоты и основания.
Применим к нему закон действия масс для момента равновесия
Это выражение можно упростить. Умножим числитель и знамена-
тель на ионное произведение воды
.
Константы диссоциации основания и кислоты выражаются со-
ответственно:
;
откуда следуют выражения для [NH
4
+
] и [СН
3
СОО
-
]
,
.
Чтобы получить формулу для расчета [Н
+
], проведем ряд последо-
102
вательных преобразований. Из уравнения:
[NH
4
+
] = [CH
3
COO
-
]; [CH
3
COOH] = [NH
4
OH]
Вместо [NH
4
ОH] подставим равную ей [СН
3
СООН], получим
Затем в константу диссоциации кислоты
введем вместо [СН
3
СОО
-
] равную ей [NН
4
+
], получим:
Умножаем числитель и знаменатель соотношения на [Н
+
] и после сокра-
щения [СН
3
СООН] и преобразований получим:
[H
+
] =
Из формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворе со-
ли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентрации рас-
твора соли, а только от соотношения констант диссоциации кислоты и ос-
нования.
IV. Соль сильного основания и сильной кислоты. Такая соль в
растворе диссоциирует полностью, например хлорид калия KCl → K
+
+ Cl
-
В отличие от рассмотренных выше случаев ионы соли – сильного электро-
лита – не могут образовать с водой слабых электролитов, а раз нет взаимо-
действия с водой, то, следовательно, соли сильных кислот и сильных осно-
ваний гидролизу не подвергаются. Среда в растворе остается нейтральной.
Гидролиз многокислотных или многоосновных солей протекаент по
ступеням.
Для характеристики гидролиза различных солей вводятся две вели-
чины.
Константа гидролиза (К
гидр
) равна в момент динамического равно-
весия отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к про-
изведению концентраций гидролизующихся ионов соли.
103
Степень гидролиза (α
гидр
) – отношение числа гидролизованных мо-
лекул соли к числу растворенных
Константы гидролиза соли растут по мере уменьшения констант диссо-
циации кислот и оснований, образующихся в результате процесса. Следо-
вательно, возрастает и количество гидролизованных молекул. Степень
гидролиза соли возрастает по мере уменьшения констант диссоциации ки-
слот и оснований, образующихся в результате процесса.
4.4. Амфолиты. Изоэлектрическая точка
Амфолиты - молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные,
так и основные группы (например, аминокислоты, белки). Амфолиты спо-
собны присоединять или отщеплять протоны, превращаясь либо в положи-
тельно, либо в отрицательно заряженные ионы, причем суммарный элек-
трич. заряд амфолита равен нулю. Этот pH, при котором заряд амфолита
равен нулю, обозначается как изоэлектрическая точка молекулы. В изо-
электрической точке амфолит не перемещается в электрическом поле.
Амфолиты образуют растворы с хорошими буферными свойствами.
Благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют
изменению pH при добавлении кислоты или основания. В присутствии ки-
слот они принимают на себя протоны, удаляя последние из раствора, и
противодействуют повышению его кислотности. При добавлении основа-
ний амфолиты высвобождают ионы водорода в раствор, препятствуя воз-
растанию pH, и тем сохраняя его равновесие.
4.5. Понятие о буферном действии, гомеостазе и стационарном со-
стоянии живого организма
Организм можно определить как физико-химическую систему, сущест-
104
вующую в окружающей среде в стационарном состоянии. Именно эта
способность живых систем сохранять стационарное состояние в условиях
непрерывно меняющейся среды и обусловливает их выживание. Для обес-
печения стационарного состояния у всех организмов - от морфологически
самых простых до наиболее сложных - выработались разнообразные ана-
томические, физиологические и поведенческие приспособления, служащие
одной цели - сохранению постоянства внутренней среды.
Гомеостаз - относительное динамическое постоянство внутренней сре-
ды (крови, лимфы, тканевой жидкости) и устойчивость основных физиоло-
гических функций (кровообращения, дыхания, терморегуляции, обмена
веществ и т.д.) организма человека и животных. Регуляторные механизмы,
поддерживающие физиологическое состояние или свойства клеток, орга-
нов и систем целостного организма на оптимальном уровне, называются
гомеостатическими. Учение о гомеостазе - это учение о жизненных про-
цессах, имеющих только одну цель: поддержание постоянства условий
жизни во внутренней среде, как необходимый элемент свободной и неза-
висимой жизни.
Способность раствора поддерживать определенное значение рН назы-
вается буферным действием.
Буферным действием обладают:
1. Система слабая кислота – ее соль с сильным основанием, а также со-
четание кислой и средней солей слабых кислот или двух кислых солей;
2. Система слабое основание – его соль с сильной кислотой;
3. Ионы и молекулы амфолитов – аминокислотные и белковые системы.
Основная функция буферных систем - предотвращение значительных
сдвигов рН путѐм взаимодействия буфера, как с кислотой, так и с основа-
нием. Действие буферных систем в организме направлено преимуществен-
но на нейтрализацию образующихся кислот.
В организме одновременно существует несколько различных буферных
систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и
105
небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемогло-
бин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови
и внутри клеток.
4.6. Буферные системы: определение, классификация
Слабые кислоты и основания, в отличие от сильных (диссоциирующих
практически полностью), распадаются на ионы в очень небольшой степе-
ни. Поэтому, например, в растворе слабой кислоты, можно выделить:
общую кислотность – концентрация растворѐнной кислоты, которую
можно определить титрованием раствором щѐлочи до полной ней-
трализации;
активную кислотность – концентрации свободных протонов в рас-
творе;
потенциальную или резервную кислотность, заключѐнноую в недис-
социированных молекулах кислоты.
Аналогично, слабые основания обладают тремя видами щѐлочности.
Кроме того, слабые электролиты подчиняются закону разведения Ост-
вальда, согласно которому степень диссоциации слабого электролита об-
ратно пропорциональна корню квадратному из его концентрации:
α =
С
К
,
где К – константа диссоциации, С – молярная концентрация;
или прямо пропорциональна корню квадратному из его разведения:
α =
КV
,
где V – разведение
Как вы помните из курса средней школы, реакция среды в растворах
солей определяется их способностью к гидролизу. Так, соли, образованные
слабой кислотой и сильным основанием, подвергаясь гидролизу по аниону,
смещают равновесие диссоциации воды в сторону образования гидроксид-
анионов. Среда становится щелочной. Например: