- •Вопросы по химии к модулю №3
- •Теория кислот и оснований Бренстеда (протолитическая теория). Равновесия в сопряженной кислотно-основной паре.
- •Теории кислот и оснований: теория электролитической диссоциации Аррениуса: понятия “электролитическая диссоциация”, “электролит”. “ион”, “катион”, “анион”.
- •Ступенчатый характер диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда (формулировка и математическое выражение).
- •Константа диссоциации слабых кислот и оснований (константа кислотности Ка, константа основности Кb) как константа равновесия процесса диссоциации. Показатель константы диссоциации (рКа и рКb).
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН и рОн растворов. Расчёт рН в растворах сильных и слабых электролитов.
- •Гидролиз солей. Биологическое значение.
- •Теория строения комплексных соединений (теория Вернера): внутренняя и внешняя сфера, комплексообразователь, лиганды, координационное число, дентантность.
- •Комплексообразующая способность s-р-и d- элементов. Её причины.
- •Классификация комплексных соединений по заряду внутренней сферы и характеру лиганда.
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Диссоциация комплексных соединений в растворе, константы нестойкости и стойкости комплексных соединений.
- •Биологическая роль комплексных соединений в организме.
- •Металло-лигандный гомеостаз и причины его нарушения.
- •Роль биогенных элементов в организме: классификации, топография химических элементов, содержащихся в организме человека. Биологическая роль макро- и микроэлементов.
Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН и рОн растворов. Расчёт рН в растворах сильных и слабых электролитов.
Ионное произведение воды - произведение равновесных концентраций катионов водорода и гидроксид ионов, величина постоянная и равна 10-14 моль-ион/л.
Таким образом, ионное произведение воды позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ОН- по известной концентрации Н+, и наоборот.
Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н+. В нейтральных растворах [Н+]=[ОН-]=√10-14=10-7моль-ион/л. В кислых растворах [Н+]>10-7моль-ион/л, в щелочных [Н+]<10-7моль-ион/л.
Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая ее рН.
рН=-lg[Н+], рОН=-lg[ОН-], рН+рОН=14
Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква «р» - начальная от датского слова potenz (степень), «Н»- символ водорода.
В кислых растворах рН <7, в нейтральных =7, в щелочных >7.
В обычной лабораторной практике рН измеряют с погрешностью 0,02. По этой причине не следует приводить значение рН раствора более чем с двумя цифрами после запятой.
В растворах слабых кислот НА кислотно-основное равновесие имеет вид
НА+Н2О Н3О++А- или НА Н++А
Гидролиз солей. Биологическое значение.
Кроме реакции диссоциации в растворе происходят реакции обмена между протолитом и растворителем (для водных растворов - гидролиз, для неводных – сольволиз).
Гидролиз – реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к образованию слабого электролита с изменением характера среды.
Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой и наоборот. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются.
Пример:
1. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.
СН3СООNa+ HOH СН3СООH+NaOH
СН3СОО-+ HOH СН3СООH+OH- , рН>7, среда щелочная
2. Взаимодействие соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.
NH4Cl+HOH NH4OH+HCl
NH4++ HOH NH4OH+H+, рН<7, среда кислая
3. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.
СН3СООNH4 СН3СОО-+ NH4+
СН3СОО-+HOH СН3СООH+OHNH4++ HOH NH4OH+H+
СН3СООNH4+HOH NH4OH+ СН3СООH, рН~7, среда нейтральная.
Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.
Все рассмотренные случаи гидролиза касались солей, образованных однокислотными основаниями и одноосновными кислотами. Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, образуя при этом кислые и основные соли.
Например, соли Na2CO3, К3РО4 гидролзуются ступенчато, образуя кислые соли.
Соли AlCl3, Cu(NO3)3, CrCl3 гидролизуются ступенчато с образованием на промежуточных стадиях основных солей.
Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза (Кгидр) и степенью гидролиза (α). Константа гидролиза отвечает за глубину протекания процесса.
Рассмотрим взаимодействие хлорида аммония с водой:
NH4Cl+H2O NH4OH+HCl
NH4++ H2O NH4OH+H+, рН<7, среда кислая
Запишем константу равновесия, характеризующую процесс взаимодействия хлорида аммония с водой:
Степень гидролиза представляет собой отношение концентраций гиролизуемой соли к общей концентрации соли и выражают в долях единицы или в процентах:
Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры. Согласно закону действующих масс, степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Качественно влияние температуры на степень гидролиза можно прогнозировать на основе принципа Ле Шателье.
Так, реакция экзотермична (∆Н0=-56,5 кДж /моль), то противоположный ей процесс гидролиза является эндотермическим. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье с повышением температуры степень гидролиза растет.
Гидролиз характерен для многих классов неорганических и органических соединений. Гидролиз неорганических соединений важен для оценки их токсичности, а гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и т.п., но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.
Роль гидролиза в биохимических процессах трудно переоценить. Прежде всего, необходимо отметить ферментативный гидролиз, благодаря которому, три основных компонента пищи - жиры, белки, углеводы – в желудочно-кишечном тракте расщепляются водой на более мелкие фрагменты. В общем виде гидролиз пищевых компонентов описывается
R1-O-R2+H2O→ R1-OH + R2-OH
где R1, R2 – фрагменты биоорганической молекулы, связанные через кислород.
Без этого процесса не было бы возможно усвоение пищевых продуктов, так как всасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы. Так, например, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным лишь после полного их гидролиза ферментами до моносахаридов. Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться.