Процессы гидролиза

Гидролиз солей – протолитический процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуется малодиссоциирующие молекулы или ионы.

4 случая гидролиза:

1). Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается

K2SO4 = 2K+ +SO42-

H2O = H+ + OH-

Среда раствора нейтральная PH=7

2). Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону

Na2SO4, K2SiO3, K2S

Na2CO3 = 2Na+ + CO3-

H2O = H+ + OH-

Среда щелочная pH>7

3). Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону

NH4Cl, CuSO4, FeCl3, AlCl3

Среда кислая, pH<7

4). Соль образована слабым основанием и слабой кислотой, гидролиз по катиону и аниону, полный гидролиз

Реакции гидролиза имеют огромное значение в жизнедеятельности организмов.

С ними связано поддержание на определённом уровне кислотности крови и других физиологических жидкостей. Энергия, выделяемая при гидролизе АТФ используется организмом для синтеза белков, для ионного транспорта, для сокращения мышц.

Рассмотрим кислотно-основные свойства равновесия, которые устанавливаются при гидролизе солей с позиции закона действующих масс.

Нейтрализация – протолитическое взаимодействие кислот с основаниями, в результате которых образуется соль и вода.

1). При взаимодействии любой сильной кислоты с любым сильным основанием из-за того, что эти реагенты полностью диссоциированы на ионы, имеет место одно и то же кислотно-основное равновесие.

2 сопряжённая пара

H3O+ + OH- = H2O + H2O

кислота1 основание2 основание1 кислота2

1 сопряжённая пара

2). Нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

HNO2+NaOH=NaNO2+H2O

2 сопряжённая пара

HNO2 + OH- = HO2- + H2O

кислота1 основание2 основание1 кислота2

1 сопряжённая пара

3). Нейтрализация между слабыми электролитами

2 сопряжённая пара

NH3 + CH3COOH = NH4+ + CH3COO-

основание1 кислота2 кислота1 основание2

1 сопряжённая пара

Реакции нейтрализации лежат в основе метода титрования. Его используют для определения буферной ёмкости плазмы крови, кислотности желудочного сока и других биологических жидкостей. В фармации этот метод используется для количественного анализа неорганических кислот - в соляной, серной, борной и в органических кислотах.

При понижении кислотности желудочного сока используют разбавленную соляную кислоту.

При повышении кислотности – оксид магния, карбонат кальция.

Билет №23

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

ОВР – реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов вследствие перераспределения электронов.

Окисление – отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисления.

Восстановление – присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисленности элемента.

Окислитель – вещество, атом, ион, принимающий электрон.

Восстановитель - вещество, атом, ион, отдающий электрон.

Степень окисления - условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер.

В периодической системе в пределах каждого периода с повышением порядкового номера элемента восстановительная способность падает, а окислительная - увеличивается. Причина – постепенное заполнение электронами внешнего энергетического уровня.

В пределах каждой подгруппы с повышением порядкового номера восстановительная способность атомов увеличивается, а окислительная падает.

Для прогнозирования направления протекания ОВР необходимо знать, что типичными окислителями являются простые вещества, имеющие относительную электроотрицательность <3, элементы VIA и VIIA групп.

Из них наиболее сильные окислители: F, O2, Cl2

К важным окислителям относятся: PbO2, KMnO4, K2Cr2O7, серная и азотная концентрированные кислоты, пероксид натрия.

К типичным восстановителям относятся: простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность. Это металлы IA и IIA групп.

Важные восстановители: H2S, NH3, FeSO4, C, CO, SO4, Cr2.

Вещества, содержащие атомы в максимальной или минимальной степени окисления, могут быть соответственно только окислителями (K2Cr2O7) или только восстановителями (NH3).

Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления, т.е. могут быть как восстановителями (при действии более активного, чем они окислителя), так и окислителями (при действии более активного восстановителя). Такие вещества проявляют окислительно-восстановительную двойственность.