Гідроліз солей. Ступінь та константа гідролізу

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ – це реакція взаємодії йонів солі з водою, в результаті якої утворюється слабка кислота і (або) слабка основа і змінюється рН розчину.

Більшість реакцій гідролізу – оборотні:

Pb(NO₃)₂ + H₂O → Pb(OH)(NO₃) + HNO₃

Na₂HPO₄ + H₂O →NaH₂PO₄ + NaOH

У результаті гідролізу в розчинах багатьох солей утворюється кисле або лужне середовище. Деякі солі повністю розкладаються у воді, тобто повністю гідролізують і не можуть існувати у вигляді розчинів. В таблиці розчинності солей вони позначені знаком (–).

þ Реакція ГІДРОЛІЗУ

сіль+вода = основа + кислота NH4Cl + H2O «NH4OH + HCl

 

Ця реакція є зворотною до реакції утворення солей.

основа + кислота = сіль+вода NH4OH + HCl «NH4Cl + H2O

þ Реакція НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ

 

Основи і кислоти можуть бути сильними і слабкими, тому солі мож­на розділити на чотири типи.

þ ТИПИ СОЛЕЙ

Розглянемо реакції гідролізу цих типів солей.

1. Солі, утворені сильними основами і слабкими кислотами, гід­ролізують за аніоном, їх розчини мають лужне середовище (рН >7).

Приклади солей: Na₂CO₃; CH₃COONa; KCN; Na₂S; K₂SiO₃

Приклад рівняння гідролізу:

K₂SiO₃ +2H₂O = 2КОН + H₂SiO₃

2K⁺ + SiO₃^{2 –} + 2H₂O = 2K⁺ + 2ОН ^– + H₂SiO₃¯

SiO₃^{2 –} + 2H₂O = 2ОН ^– + H₂SiO₃

Висновок: 1. В реакції гідролізу бере участь АНІОН солі.

2. рН>7, середовище розчину солі стає лужним.

ü Якщо ліки гідролізують за аніоном і утворюють лужне середовище, приймати їх треба перед їжею, інакше вони нейтра­лі­зу­ються шлунковим соком.

2. Солі, утворені слабкими основами і сильними кислотами гід­ро­лізують за катіоном, їх розчини мають кисле середовище, рН<7.

Приклади солей:

A1₂(SO₄)₃; FeCl₃; CuBr₂; NH₄C1; Zn(NO₃)_2; (NН₄)₂Cr₂O₇.

Приклад рівняння реакції гідролізу:

FeCl₃ + 3Н₂О = Fe(OH)₃ + 3НCl

Fe³⁺ + 3Сl ^– + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3H⁺ + 3Сl ^–

Fe³⁺+ 3H₂O = Fe(OH)₃¯ + 3H⁺

Висновок: 1. В реакції гідролізу бере участь КАТІОН солі

2. рH<7, середовище розчину солі стає кислим.

ü Ліки, які гідролізуютьза катіоном і утворюють кисле середовище приймати треба після їжі, щоб не викликати подразнення слизової шлунку.

3. Солі, утворені слабкими основами і слабкими кислотами гідролізують за катіоном і аніоном, розчини цих солей мають нейтральне, слабокисле або слаболужне середовище, рН≈7.

Приклади солей: A1₂S₃; Cr₂S₃; CH₃COONH₄; (NH₄)₂CO₃.

Приклад реакції гідролізу:

(NН₄)₂СО₃ + 2Н₂О = 2NH₄OH + Н₂СО₃

2NH₄⁺ + СO₃^{2 –} + 2Н₂О = 2NH₃ + СО₂­ + 3Н₂О

Висновок: 1. В реакції гідролізу бере участь КАТІОН і АНІОН солі

2. рН = 7. розчин має нейтральне середовище.

Якщо утворюється два слабкі електроліти, то гідроліз протікає не­оборотно­.

A1₂S₃ + 6H₂O = 2А1(ОН)₃¯ + 3H₂S­

Тому сульфід алюмінію не може існувати у вигляді водних розчинів, може бути одержаний тільки "сухим способом", наприклад, взаємодією елементів при високій температурі:

2A1 + 3S = A1₂S₃

і повинен зберігатись в герметичних посудинах, в які не потрапляє волога.

ü Якщо ліки піддаються повному гідролізу, вони вміщуються в капсули, які повинні розчинитися у визначеному місці шлунково-кишкового тракту.

4. Якщо сіль утворена с­ильною основою і сильною кислотою гід­­­роліз не відбувається, середовище завжди (!) нейтральне, рН=7.

Наприклад в розчинах NaCl, K₂SO₄, К₂Сr₂О₇, Ba(NO₃)₂ гідроліз не відбувається.

NaCl + Н₂О = NaOH + HC1

Na⁺ + Сl ^– + Н₂О = Na⁺ + ОН ^– + Н⁺ + Сl ^–

Н₂О = Н⁺ + ОН ^–

ü Якщо лікарські речовини не гідролізують, їх можна приймати у будь-який час і вводити у вигляді ін'єкцій безпосередньо в кров.

Буферні розчини.

Буферними називають розчини, які здатні зберігати значення рН при розведенні або при додаванні невеликих кількостей кислоти чи лугу, а також при їх концентруванні.

До таких розчинів належать:

1) розчини, що містять слабку кислоту і сіль цієї кислоти з сильною основою: СН₃СООН + СН₃СООNa - ацетатний буфер рН (3,72-5,57) (4,65)

2) розчини, що містять слабку основу і сіль цієї основи з сильною кислотою NН₄0Н + NH₄Cl - аміачний буфер pН (8,43-10,28) (9,37)

3) розчини, що містять солі багатоосновних слабких кислот Nа₂НР0₄ + NаН₂P0₄ - фосфатний буфер pН(5,91-7,73) (6,81)

рН для даного складу буферу є величина постійна, однак змінюючи співвідношення в концентрації кислоти і солі можна одержувати в кожному випадку інше значення pН буферної системи, яка може бути в деяких певних границях.

Механізм дії буферних розчинів.

В ацетатному буфері кислота і сіль піддаються дисоціації

СНзСООН СНзСОО^- +Н⁺

СНзСООNа СНзСОО^- + Nа⁺

Якщо до такого розчину додати кислоту, яка в розчині протолізується

НСІ + Н₂О = СІ^- + Н₃О⁺

то в розчині буде проходити реакція нейтралізації.

СН₃СОО^- + Н₃О⁺ СН₃СООН + Н₂О

Отже, H⁺ сильної кислоти зв’язуються з аніонами слабкої кислоти, яка є малодисоційованою і тому реакція середовища майже не змінюється.

Якщо ж до цього самого розчину додати сильну основу NаОН, то будуть відбуватись такі процеси:

електролітична дисоціація NаОН = Na⁺ + ОН^-

протоліз СНзСООН+Н₂О = СН₃СОО^- +Н₃О⁺

нейтралізація Н₃О⁺+ ОН^- = 2Н₂О

Отже, реакція середовища майже не змінюється.

Для розрахунку pН кислотного буферного розчину використовують формулу:

звідси

або

 

а для основних буферів рівняння Гендерсона-Гассельбаха:

 

або

Здатність буферних розчинів протидіяти зміні pН називають буферною дією. Межі, в яких проявляється ця дія називається буферною ємністю.

Буферна ємність - це розрахункова величина, яка визначається кількістю еквівалентів сильної кислоти п (1/1 НСІ) або п (1/2 Н₂S0₄) або сильної основи п (1/1 NаОН), п (1/2 Вa(ОН)₂) що треба додати до 1 л. буферного розчину, щоб pН змінився на одиницю.

Якщо В - буферна ємність, а п (Н₃О⁺) і п (ОН^-) — молярні концентрації еквівалентів відповідно кислоти і основи, то

Із досліджувальної пари співвідношення концентрацій кислоти до солі =1: 10

pН = pК_A ± 1

Якщо С солі = С кислоти, то pН = pК_A

Біохімічні буферні системи.

В організмі є 4 біохімічні буферні системи: гідрокарбонатна, фосфатна, гемоглобінова і білкова, кожна з них має в своєму складі слабку кислоту і її сіль з сильною основою.

Гідрокарбонатні буферні системи - найбільш сильний буфер плазми крові і позаклітинної рідини. Значення рН плазми залежить від співвідношення компонентів буферної системи, яке для рН =7,4 складає:

[ НСО₃^-]: [ Н₂СО₃] = 20: 1

Робота гідрокарбонатної буферної системи спрямована на нейтралізацію кислих і лужних продуктів. Якщо у систему надходять кислі продукти (наприклад НСІ), то відбуваються такі протолітичні реакції:

НСІ + Н₂0 = Сl + Н_зO⁺

NаНСО₃ = Nа⁺ + НСО₃ ^-

Н₃О⁺ + НСО₃^- = Н₂СО₃ + Н₂О

Таким чином надлишкова концентрація йонів нейтралізується з утворенням слабкої карбонатної кислоти, надлишок якої в присутності ферменту карбоангідрази (КА) розкладається:

Н₂СО₃ = СО₂ + Н₂О

СО₂ вилучається через легені і рівновага знову відновлюється.

При надходженні лужних продуктів у реакцію вступає кисла частина буферної системи:

NаОН = Nа⁺ +ОН^-

Н₂СО₃ + ОН^- = НСО₃^- + Н₂О

У цьому випадку сильна основа зaмінюється йонами НСО₃^-, які виводяться нирками.

Фосфатна система - найбільш сильний внутршньоклітинний фактор.Складається з: Н₂PO₄^-+ НPO₄^-2. pН = 7,4

Білкова буферна система складається в основному з альбумінів плазми, які є амфолітами, бо містять всередині самої молекули як кислотні групи – СООН, які можуть взаємодіяти з основними факторами, так і аміногрупи - NH₂, які маючи основні властивості взаємодіють з кислотними факторами.

Буферна система оксигемоглобін – гемоглобін характеризується рівновагою між йонами гемоглобіну Нb^- і гемоглобіном ННb, який є досить слабкою кислотою (К_HHb =6,3 ^. 10 ^-9)

Нb^- + Н₃О⁺ = ННb + Н₂О

Нb^- + Н₂О = ННb + ОH ^-

Гемоглобін HНb приєднює кисень і утворює оксигемоглобін HНb0₂

HНb + О₂ = HНbО₂

При цьому йони Нb0₂ ^- теж взаємодіють з кислотними і основними факторами.

HbО₂^- + Н₃О⁺ = HНbО₂ + Н₂О

HbО₂^- + Н₂О = HНbО₂ + ОН^-

Таким чином всі рівноваги гемоглобінової системи пов’язані між собою. Частка цієї буферної системи становить ~ 75% буферної ємності крові.

Наявність таких буферних систем в організмі дозволяє нам переносити кислі і лужні продукти, які потім нейтралізуються і в цілому система людини має постійний кислотно-основний баланс.

Особливо важливе значення кислотно-основний баланс має для стану зубів, які приймають на себе вплив з навколишнього середовища кислотних і основних факторів.

Приклади роз’язування задач.

Задача 1.

Аміачна буферна система складається з 100 мл розчину гідроксиду амонію з молярною концентрацією еквівалентів 0,1 моль/л і 50 мл хлориду амонію з молярною концентрацією еквівалентів 0,2 моль/л. (). Визначити рН даної системи. Як зміниться рН даного аміачного буферу при доливанні до нього 10 мл розчину кислоти з молярною концентрацією еквівалентів 0,2 моль/л.

Розв'язок:

Так як аміачна буферна система при дисоціації NH₄OH = NH₄⁺ + OH^- утворює йони ОН^-, то їх концентрацію можна розрахувати за формулою:

, звідси

Якщо до даного розчину додати кислоти, то кількість основи в ньому зменшиться і згідно попереднього рівняння можна визначити концентрацію [OH^-] в даному буфері:

Отже, рН системи зміниться із 9,25 до 9,16

Задача 2.

Розрахуйте які об’єми розчинів гідрофосфату і дигідрофосфату натрію з молярними концентраціями еквівалентів 0,1 моль/л треба взяти для приготування 100 мл буферного розчину з рН 6,8. ()

Розв'язок:

Якщо буферний розчин має рН 6,8 то можна визначити концентрацію [ H⁺ ] визначивши антилогарифм числа –6,8.

-6,8=-7+0,2

10^-6,8=10^0,2*10^-7=1,59*10^-7

Використавши попередню формулу:

приймемо за V_К= = х, а V_C = =100 -x

Розв’язок рівняння дасть

2,56(100- х) = х

256 =,56* х

х = 72

Отже, для приготування 100 мл фосфатного буферу необхідно взяти 72 мл розчину NaH₂PO₄ і 100-72 = 28 мл розчину Na₂HPO₄ з молярною концкнтрацією еквівалентів 0,1 моль/л.

Заняття №6

Тема: Йонний добуток води. Водневий показник.

Актуальність теми: Біохімічні процеси в організмі людини проходять у водних розчинах. При цьому водне середовище може бути нейтральним, кислим чи основним. Організм успішно справляється з кислотно-основною рівновагою і рН біологічних рідин залишається сталим, що забезпечує його нормальний життєвий рівень. Знання рН біологічних рідин дозволяє виявити патологічні зміни в організмі, попереджувати хвороби.

Навчальні цілі:

Знати: Значення рН шлункового соку, слини і інших біологічних рідин, від чого залежить значення рН різних розчинів.

Вміти: Визначати рН розчинів за допомогою індикаторів. Розраховувати теоретичне значення рН різних розчинів.

Самостійна позааудиторна робота студентів.

1. Напишіть рівняння гідролізу соди.

2. Концентрація водневих йонів в розчині 1^.10^-3 моль/л. Обчисліть рН і рОН розчину. Вкажіть середовище.

3. Концентрація гідроксильних йонів в розчині 1^.10^-3 моль/л. Обчисліть рН і рОН розчину. Вкажіть середовище.

4. Обчисліть рН розчину оцтової кислоти, хлоридної кислоти та гідроксиду амонію з молярною концентрацією еквівалентів 0,01 моль/л.

Контрольні питання.

1. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь і константа дисоціації.

2. Кислотно-основні індикатори. Універсальний індикатор.

3.Як визначити ступінь дисоціації?

4.Що таке константа дисоціації? Напишіть її вираз для карбонатної кислоти.

5.Закон розведення Оствальда.

6.Напишіть рівняння і константу дисоціації води.

7.Що таке йонний добуток води?

8.Що таке водневий показник розчину?

9.Які значення рН в кислих, лужних і нейтральних розчинах?

10.Що таке активність розчину?

11. Дайте визначення кислот і основ з точки зору протонної теорії.

Приклад завдань для тестового контролю:

1. Що таке ацидоз?

а) зміщення рН середовища в організмі у лужну сторону;

б) розрідження крові внаслідок плазмолізу;

в) зміщення рН середовища в організмі у кислу сторону;

г) підвищене згортання крові.

2. Значення рН крові людини в нормі:

а) 7,63; б) 7,36; в) 7,46; г) 7,56.

3. Розрахувати рОН розчину гідроксиду амонію з концентрацією 0,2 моль/л, якщо ступінь дисоціації α=0,042

а) 4,2; б) 2,08; в) 4,16; г) 3,06.

4. При розчиненні якої із солей середовище нейтральне:

а) Na₂CO₃; б) NН₄Cl; в) ВaCl₂; г) CuSO₄.