Теория растворов. (Тема 1.5)

СВАНТЕ АВГУСТ АРРЕНИУС. 1887

ОПОРНЫЙ КОНСПЕКТ
электролиты
электролитическая диссоциация
слабые электролиты
сильные электролиты
Na3PO4 ↔ PO43- + 3Na +
H2CO3 ↔ H+ + HCO3-
константа диссоциации
Kt*Аn* + Кt**Аn** ↔ Кt*Аn** + Кt**Аn*

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
Электролиты – вещества, водные растворы которых проводят электрический ток.
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.
Степень распада электролита на ионы называется «степень диссоциации». Величина степени диссоциации характеризует количество ионов в растворе электролита.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
Электролиты у которых степень диссоциации низкая (менее 50%) называют слабыми электролитами. В растворах слабых электролитов ионов мало и они плохо проводят электрический ток.
Электролиты, которые хорошо распадаются на ионы (степень диссоциации больше 50%) называются сильными электролитами. В растворах сильных электролитов ионов очень много и они хорошо проводят электрический ток.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
При диссоциации рвутся химические связи, а значит степень диссоциации и константа диссоциации зависят в первую очередь от прочности этих связей
H2CO3 ↔ H+ + HCO3-
Na3PO4 ↔ PO43- + 3Na +
Ионы могут образовываться при разрыве ионной или полярной связи. Причем ионная связь рвется гораздо проще, чем ковалентная полярная.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
Процесс диссоциации изображается уравнением диссоциации .
Для таких обратимых процессов можно записать константу равновесия, которую называют константой диссоциации. Величина константы характеризует состояние равновесия в растворе электролита и является его важнейшей характеристикой

ДИССОЦИАЦИЯ МНОГООСНОВНЫХ КИСЛОТ И И ОСНОВАНИЙ МНОГОВАЛЕНТНЫХ МЕТАЛЛОВ ПРОИСХОДИТ СТУПЕНЧАТО. В РАСТВОРАХ ТАКИХ ВЕЩЕСТВ УСТАНАВЛИВАЮТСЯ НЕСКОЛЬКО РАВНОВЕСИЙ, В КОТОРЫХ УЧАСТВУЮТ ИОНЫ С РАЗЛИЧНЫМИ ЗАРЯДАМИ.
Причем всегда К1> К2.

КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
Закон разбавления Оствальда устанавливает зависимость между степенью диссоциации и концентрацией.
Степень диссоциации увеличивается с уменьшением концентрации электролита. Особенно сильно это проявляется в растворах слабых электролитов. Причина – сдвиг равновесия в растворе при изменении концентрации электролита.

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЕ: ЗАПИШИТЕ ВЫРАЖЕНИЕ ДЛЯ КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ ПО ВСЕМ СТУПЕНЯМ. СРАВНИТЕ ЭТИ КОНСТАНТЫ ПО ВЕЛИЧИНЕ

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
К электролитам относятся соли, основания и кислоты.
Все соли растворимые в воде – сильные электролиты.
Все основания растворимые в воде – сильные электролиты.
Исключение – гидроксид аммония NH4OH (раствор аммиака в воде NH3∙H2O)
Среди кислот есть много сильных и много слабых электролитов.
Запомнить!
Сильные: соляная, азотная, серная.
Слабые: угольная, фосфорная, уксусная.

СВОЙСТВА КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ И СОЛЕЙ В СВЕТЕ ТЭД
Свойства солей, кислот и оснований можно и нужно рассматривать как свойства ионов, которые находятся в их растворах.
Выполните задание:
Проанализируйте уравнения реакций и дайте определения понятия кислота, основание и соль с точки зрения ТЭД

ЗАЧЕМ НАДО ЗНАТЬ ТЭД СТУДЕНТАМ-МЕДИКАМ?
Жидкие среды организма содержат большое количество различных ионов. Постоянство концентраций различных ионов в биологических средах принято называть водно-солевым балансом. Нарушение водно-солевого баланса свидетельствует о различных патологиях.
От концентрации ионов зависит величина осмотического давления плазмы крови и др. Биологических жидкостей, а это определяет направление осмоса и тургор клеток.
Клеточных мембраны имеют избирательную проницаемость, она определяется состоянием ионов в растворах.
От концентрации ионов зависит величина электродных потенциалов ионов, которые определяют возможность и направление окислительно-восстановительных процессов в клетках.
Особой биологической активностью обладают ионы водорода и гидроксид-ионы, которые определяют кислотность внутренних сред организма, влияют на активность ферментов и других БАВ.

ДЛЯ ВСЕХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ЕСТЬ ФАКТИЧЕСКИ ОДНО ОБЩЕЕ ХИМИЧЕСКОЕ СВОЙСТВО, ОДИН ТИП РЕАКЦИЙ, В КОТОРЫЕ ОНИ ВСЕ ВСТУПАЮТ, ЭТО РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.
Kt*Аn* + Кt**Аn** ↔ Кt*Аn** + Кt**Аn*
Если все вещества, участвующие в реакции – сильные электролиты и в растворе находятся в виде ионов, то процесс будет обратимым. Т.К. Никаких новых соединений не образуется, можно считать, что реакция не проходит.
Если какое –то из соединений, участвующее в реакции, не будет распадаться на ионы, то равновесие сдвигается в сторону образования этого, плохо распадающегося на ионы, вещества. И реакция может стать практически необратимой.
На ионы в растворах практически не распадаются: малорастворимые вещества (соли, кислоты, основания), растворимые в воде, но слабые электролиты (вода, слабое основание – гидроксид аммония и слабые кислоты).

СУТЬ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА МОЖНО ПОНЯТЬ, ИСПОЛЬЗУЯ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ
Реакции ионного обмена широко используются
для получения различных солей, кислот, оснований
* для их анализа.

Алгоритм составления ионных уравнений:
Составьте формулы электролитов, вступивших в реакцию ионного обмена и формулы продуктов реакции.
Расставьте коэффициенты в уравнении.
Отметьте вещества, которые не распадаются на ионы (т.Е. Малорастворимые вещества, газы, слабые электролиты: вода или некоторые кислоты). Пользуйтесь таблицей растворимости!
Перепишите уравнения, записывая вместо формулы сильного электролита ионы, на которые он распадается, с учетом числа этих ионов в молекуле (индекса) и числа молекул этого вещества (коэффициента в уравнении).
Зачеркните справа и слева в уравнении ионы, которые повторяются.
Перепишите то, что осталось отдельной строкой.

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ: ЗАПИШИТЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ ОБМЕНА МЕЖДУ ЭТИМИ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ. КАКИЕ ИЗ ЭТИХ ВЕЩЕСТВ БУДУТ ВЗАИМОДЕЙСТВОВАТЬ МЕЖДУ СОБОЙ? ПОЧЕМУ?
1) K2SiO3 + HNO3 =
2) CuOH + H2SO4 =
3) Mg(NO3)2 + K2CO3 =
4) HCl + Ba(OH)2 =
5) CaCl2 + NaNO3 =
6) FeO + HNO3 =
7) KOH + (NH4)2SO4 =
8) HNO3 + Fe(OH)3 =
9) Ba(NO3)2+ CuSO4 =

КИСЛОТНО-ЩЕЛОЧНОЕ РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
ОТКРЫТОЕ КОМПЛЕКСНОЕ ЗАНЯТИЕ №13 ПО ТЕМЕ 1.5 «РАСТВОРЫ. ТЭД»
ПРЕПОДАВАТЕЛЬ ЮГОВА Н.Е. 2019-2020 УЧ.ГОД

АКТУАЛИЗАЦИЯ ОПОРНЫХ ЗНАНИЙ
1. ЧТО ТАКОЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ? КАКИЕ ВЕЩЕСТВА ОТНОСЯТСЯ К ЭЛЕКТРОЛИТАМ?
2. ПОЧЕМУ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ПРОВОДЯТ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК? КАКУЮ РОЛЬ В ЭТОМ ПРОЦЕССЕ ИГРАЕТ ВОДА?
3. ЧТО ТАКОЕ СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ? ЧТО ТАКОЕ СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ?
4. ЧТО ТАКОЕ КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ? ОТ ЧЕГО ЗАВИСИТ ЭТА ВЕЛИЧИНА?
5. ЧТО ТАКОЕ КИСЛОТЫ, С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ТЭД? НАПИШИТЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИИ МЕЖДУ СЕРНОЙ КИСЛОТОЙ И КАРБОНАТОМ НАТРИЯ. БУДЕТ ЛИ ВЫДЕЛЯТЬСЯ УГЛЕКИСЛЫЙ ГАЗ, ЕСЛИ В РЕАКЦИЮ ВСТУПИТ СОЛЯНАЯ КИСЛОТА?
6. ЧТО ТАКОЕ ОСНОВАНИЯ, С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ТЭД? НАПИШИТЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИИ МЕЖДУ СУЛЬФАТОМ МЕДИ (II) И ГИДРОКСИДОМ НАТРИЯ. БУДЕТ ЛИ ВЫПАДАТЬ ОСАДОК, ЕСЛИ В РЕАКЦИЮ ВСТУПИТ ГИДРОКСИД КАЛИЯ?

ПРОТОННАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ
Йоханнес-Николаус БРЁНСТЕД
(1879 - 1947),
датский физикохимик
Томас-Мартин ЛАУРИ
(1874 - 1936)
английский химик
Главную роль в определении понятий «кислота» и «основание» играет протон (H+ , катион водорода).
Кислота – частица (молекула или ион), способная быть донором протона.
Основание – частица, способная быть акцептором протона.

КИСЛОТНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ ВЕЩЕСТВ
КИСЛОТНЫЕ И ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ ОПРЕДЕЛЯЮТСЯ СРОДСТВОМ К ПРОТОНУ, Т.Е. ЭНТАЛЬПИЕЙ РЕАКЦИИ ПРИСОЕДИНЕНИЯ ПРОТОНА:
NH3(Г) + H+(Г) ⮀ NH4+(Г); ΔH ° = − 826 КДЖ
H2O(Г) + H+(Г) ⮀ H3O+(Г); ΔH ° = − 689 КДЖ
NH3 – БОЛЕЕ СИЛЬНЫЙ АКЦЕПТОР ПРОТОНА И БОЛЕЕ СИЛЬНОЕ ОСНОВАНИЕ, ЧЕМ H2O,
NH4+ - БОЛЕЕ СЛАБЫЙ ДОНОР ПРОТОНА И БОЛЕЕ СЛАБАЯ КИСЛОТА, ЧЕМ H3O+.

КИСЛОТА МОЖЕТ ОТДАТЬ ВОДОРОД, ЕСЛИ ЕСТЬ ЧАСТИЦА, СПОСОБНАЯ ЕГО
ПРИНЯТЬ, Т.Е. ЕСТЬ ОСНОВАНИЕ. И НАОБОРОТ.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕЖДУ КИСЛОТОЙ И ОСНОВАНИЕМ НАЗЫВАЕТСЯ
ПРОТОЛИТИЧЕСКОЙ РЕАКЦИЕЙ.
В РЕЗУЛЬТАТЕ ОБМЕНА ПРОТОНАМИ МЕЖДУ КИСЛОТОЙ И ОСНОВАНИЕМ
ОБРАЗУЮТСЯ НОВЫЕ КИСЛОТА И ОСНОВАНИЕ.
HA + B ⮀ A− + HB+;
КТ 1 ОС 2 ОС 1 КТ 2
НАПРИМЕР, В РЕАКЦИИ HNO3 + NH3 ⮀ NO3− + NH4+
СОПРЯЖЕННЫЕ ПАРЫ HNO3 / NO3− И NH4+ / NH3

ЗНАЧЕНИЕ ВОДЫ ДЛЯ ПРОЯВЛЕНИЯ СВОЙСТВ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

ЕСЛИ ЭЛЕКТРОЛИТ ПРОЯВЛЯЕТ СВОЙСТВА И КИСЛОТ, И ОСНОВАНИЙ ИХ НАЗЫВАЮТ АМФОТЕРНЫМИ ИЛИ АМФОЛИТАМИ.
ВОДА ЯВЛЯЕТСЯ ОЧЕНЬ СЛАБЫМ АМФОТЕРНЫМ ЭЛЕКТРОЛИТОМ, У КИСЛОТ ОНА ПРИНИМАЕТ ПРОТОН, А ОСНОВАНИЯМ ОТДАЕТ ЕГО. БОЛЕЕ ТОГО – ОДНА МОЛЕКУЛА ВОДЫ МОЖЕТ ОТДАВАТЬ ПРОТОН ВТОРОЙ МОЛЕКУЛЕ ВОДЫ.

КИСЛОТНОСТЬ СРЕДЫ
[H+] = [OH-] =10-7 МОЛЬ/Л – СРЕДА НЕЙТРАЛЬНАЯ
[H+] > [OH-], ПРИ [H+] >10-7 МОЛЬ/Л – СРЕДА КИСЛАЯ
[H+] < [OH-], ПРИ [H+]<10-7МОЛЬ/Л – СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ - ЭТО СПОСОБ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ ИОНОВ ВОДОРОДА.
pН = -lg [H+]
ПРИ рН = 7 – СРЕДА НЕЙТРАЛЬНАЯ,
ПРИ рH > 7 – СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ,
ПРИ рH <7 – СРЕДА КИСЛАЯ.
ВЕЛИЧИНА рН – МЕРА АКТИВНОЙ КИСЛОТНОСТИ СРЕДЫ, Т.Е. ПОКАЗЫВАЕТ РЕАЛЬНУЮ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ ВОДОРОДА В РАСТВОРЕ. ОНА М. Б. МЕНЬШЕ ОБЩЕЙ КИСЛОТНОСТИ, КОТОРАЯ ОПРЕДЕЛЯЕТСЯ НАЧАЛЬНОЙ МОЛЯРНОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ КИСЛОТЫ.

ОПОРНЫЙ КОНСПЕКТ
pН = -lg [H+]

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЕ №1:
ОПРЕДЕЛИТЕ С ПОМОЩЬЮ УНИВЕРСАЛЬНОЙ ИНДИКАТОРНОЙ БУМАГИ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ ВОДОРОДА В РАСТВОРЕ
АЛГОРИТМ
ОПУСТИТЬ НА 2-3 СЕК ИНДИКАТОРНУЮ БУМАГУ В ИССЛЕДУЕМЫЙ РАСТВОР
СРАВНИТЬ ОКРАСКУ ИНДИКАТОРНОЙ БУМАГИ СО ШКАЛОЙ рН И ЗАПИШИТЕ РЕЗУЛЬТАТ
ПОЛЬЗУЯСЬ ФОРМУЛОЙ pН = -lg [H+] ОПРЕДЕЛИТЬ РАВНОВЕСНУЮ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ ВОДОРОДА В МОЛЬ/Л
ОТВЕТИТЬ НА ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ: ЧЕМУ РАВНА МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ГИДРОКСИД-ИОНОВ? КАКИХ ИОНОВ В РАСТВОРЕ БОЛЬШЕ H+ ИЛИ OH–? КАКАЯ СРЕДА В РАСТВОРЕ?

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЕ №2:
1) ОПРЕДЕЛИТЕ ГДЕ КИСЛОТА, А ГДЕ ОСНОВАНИЕ?
2) КАКУЮ РОЛЬ В РЕАКЦИИ ИГРАЕТ ВОДА?
3) КУДА СМЕСТИТСЯ РАВНОВЕСИЕ ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ ИОНОВ ВОДОРОДА?
1) HCN + H2O ⮀ CN– + H3O+
2) HSO4– + H2O ⮀ SO42– + H3O+
3) СH3СОO– + H2O ⮀ СH3СОOH + OH–
4) CH3NH2 + H2O ⮀ CH3NH3+ + OH–
5) HCO3– + H2O ⮀ CO32– + H3O+
6) НCO3– + H2O ⮀ H2CO3 + OH–

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЕ №4:
№ 1 ВЫЧИСЛИТЕ ЧЕМУ РАВЕН рН РАСТВОРА 0,01МОЛЬ/Л НСL ?
№2 В РАСТВОРЕ ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА рН РАВНО 4. ОПРЕДЕЛИТЕ МОЛЯРНУЮ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ ВОДОРОДА В ЭТОМ РАСТВОРЕ?
№3* В РЕЗУЛЬТАТЕ ПРОВЕДЕННОГО ЛЕЧЕНИЯ рН МОЧИ У БОЛЬНОГО ИЗМЕНИЛАСЬ ОТ 8 ДО 7. КАК ИЗМЕНИЛАСЬ ПРИ ЭТОМ КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ ВОДОРОДА В МОЧЕ? МОЖНО ЛИ СЧИТАТЬ ЛЕЧЕНИЕ УСПЕШНЫМ?

ЗНАЧЕНИЕ рН ВНУТРЕННИХ СРЕД ОРГАНИЗМА ХАРАКТЕРИЗУЮТСЯ ЗНАЧИТЕЛЬНЫМ ПОСТОЯНСТВОМ, И ЭТО ПОСТОЯНСТВО ЯВЛЯЕТСЯ ОСНОВОЙ ГОМЕОСТАЗА
КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ ВОДОРОДА ВЛИЯЕТ НА РАВНОВЕСИЕ ВСЕХ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В КЛЕТКАХ И В МЕЖКЛЕТОЧНОЙ ЖИДКОСТИ, А ЗНАЧИТ И НА КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ;
ИОНЫ ВОДОРОДА УЧАСТВУЮТ В ПРОЦЕССАХ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ;
ИОНЫ ВОДОРОДА КАТАЛИЗИРУЮТ ПРОЦЕССЫ ЭТЕРИФИКАЦИИ И ГИДРОЛИЗА;
ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ ИОНОВ ВОДОРОДА ЗАВИСИТ ПРОЦЕСС ДЕНАТУРАЦИИ БЕЛКОВ.
РН ПЛАЗМЫ КРОВИ ОДНА ИЗ САМЫХ ЖЕСТКИХ КОНСТАНТ ОРГАНИЗМА, В НОРМЕ ОН СОСТАВЛЯЕТ 7,36

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЕ №3:
ЗАПОЛНИТЕ СВОБОДНЫЕ КЛЕТКИ В ТАБЛИЦЕ

КИСЛОТНО-ЩЕЛОЧНОЕ РАВНОВЕСИЕ (ПОСТОЯНСТВО рН)
ОБЕСПЕЧИВАЕТСЯ РАБОТОЙ ВЫДЕЛИТЕЛЬНЫХ СИСТЕМ ОРГАНИЗМА (ПОЧКИ, ЛЕГКИЕ) И НАЛИЧИЕМ НЕСКОЛЬКИХ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ, ВХОДЯЩИХ В СОСТАВ РАЗЛИЧНЫХ ТКАНЕЙ
ПРИ МЕТАБОЛИЗМЕ (В ПРОЦЕССАХ ОКИСЛЕНИЯ, И ДР.) В КЛЕТКАХ ОБРАЗУЮТСЯ РАЗЛИЧНЫЕ ВЕЩЕСТВА. БОЛЬШИНСТВО ИЗ НИХ ОКИСЛЯЕТСЯ И ЗАТЕМ ВЫДЕЛЯЕТСЯ КЛЕТКАМИ В ВИДЕ УГЛЕКИСЛОГО ГАЗА (А ЭТО ТОЖЕ УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА!), КОТОРЫЙ ПРИ ПОМОЩИ ФЕРМЕНТА КАРБОГИДРАЗЫ СВЯЗЫВАЕТСЯ В ЭРИТРОЦИТАХ С ГЕМОГЛОБИНОМ И ПЕРЕНОСИТСЯ В ЛЕГКИЕ.
КРОМЕ ТОГО, В ПРОЦЕССЕ ОКИСЛЕНИЯ ОБРАЗУЮТСЯ НЕЛЕТУЧИЕ КИСЛОТЫ (МОЛОЧНАЯ, ПИРОВИНОГРАДНАЯ, УКСУСНАЯ И Т.Д.), ЗА СУТКИ – 1ММОЛЬ/Л ИОНОВ ВОДОРОДА НА 1 КГ МАССЫ ТЕЛА ПРИ НОРМАЛЬНОМ ПИТАНИИ. ЧАСТЬ ЭТИХ ИОНОВ ВЫДЕЛЯЕТСЯ С МОЧОЙ ЧЕРЕЗ ПОЧКИ.

НО … ЦЕНТРАЛЬНОЕ МЕСТО В СИСТЕМЕ РЕГУЛЯЦИИ рН ИГРАЮТ БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА
РАСТВОРЫ, СОДЕРЖАЩИЕ СМЕСЬ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА И ЕГО СОЛИ, СОХРАНЯЮЩИЕ ХАРАКТЕРНЫЕ ДЛЯ НЕГО ЗНАЧЕНИЯ PH ПРИ РАЗБАВЛЕНИИ, ДОБАВЛЕНИИ СИЛЬНЫХ КИСЛОТ ИЛИ ЩЕЛОЧЕЙ, НАЗЫВАЮТСЯ БУФЕРНЫМИ.
ПРОСТЕЙШИЙ БУФЕРНЫЙ РАСТВОР - ЭТО СМЕСЬ СЛАБОЙ КИСЛОТЫ И ЕЕ СОЛИ (НАПРИМЕР, СМЕСЬ УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ СН3СООН И АЦЕТАТА НАТРИЯ СН3СООNA), ЛИБО СМЕСЬ СЛАБОГО ОСНОВАНИЯ И ЕГО СОЛИ (НАПРИМЕР, СМЕСЬ ГИДРОКСИДА АММОНИЯ NH4OH С ХЛОРИДОМ АММОНИЯ NH4CL).
БУФЕРНОЕ ДЕЙСТВИЕ РАСТВОРА ОБУСЛОВЛЕНО СМЕЩЕНИЕМ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРЕ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА ЗА СЧЕТ СВЯЗЫВАНИЯ ДОБАВЛЯЕМЫХ В РАСТВОР ИОНОВ Н+ И ОН-. ЭТИ ИОНЫ ОБРАЗУЮТ С КОМПОНЕНТАМИ СИСТЕМЫ ВЕЩЕСТВА, НЕ РАСПАДАЮЩИЕСЯ НА ИОНЫ.

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ ОРГАНИЗМА
БИКАРБОНАТНАЯ – ГЛАВНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА ОРГАНИЗМА. ОНА СОСТОИТ ИЗ ДВУХ КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ ЧАСТЕЙ, НАХОДЯЩИХСЯ В ДИНАМИЧЕСКОМ РАВНОВЕСИИ. ПОЭТОМУ ТАКАЯ СИСТЕМА ИМЕЕТ ДОСТАТОЧНО БОЛЬШУЮ ЕМКОСТЬ И ШИРОКУЮ ЗОНУ БУФЕРНОГО ДЕЙСТВИЯ.
ОСОБЕННОСТЬ БИКАРБОНАТНОЙ СИСТЕМЫ В ТОМ, ЧТО ОНА ОТКРЫТА. ЭТО ОЗНАЧАЕТ, ЧТО ОНА НЕПОСРЕДСТВЕННО СВЯЗАНА С ВЫДЕЛИТЕЛЬНЫМИ СИСТЕМАМИ ОРГАНИЗМА.
ИЗБЫТОК ИОНОВ ВОДОРОДА СВЯЗЫВАЕТСЯ С БИКАРБОНАТОМ, ОБРАЗУЮЩИЙСЯ УГЛЕКИСЛЫЙ ГАЗ СТИМУЛИРУЕТ ДЫХАТЕЛЬНЫЙ ЦЕНТР, ВЕНТИЛЯЦИЯ ЛЕГКИХ ПОВЫШАЕТСЯ, И ИЗЛИШКИ УГЛЕКИСЛОГО ГАЗА УДАЛЯЮТСЯ ПРИ ДЫХАНИИ. ЧЕМ БОЛЬШЕ В КЛЕТКАХ ОБРАЗУЕТСЯ ИОНОВ ВОДОРОДА, ТЕМ БОЛЬШЕ РАСХОД БИКАРБОНАТНОГО БУФЕРА. НА ЭТОМ ЭТАПЕ МЕТАБОЛИЗМА ПОДКЛЮЧАЮТСЯ ПОЧКИ, КОТОРЫЕ ВЫВОДЯТ С МОЧОЙ ИЗБЫТОК ИОНОВ ВОДОРОДА, И СИНТЕЗИРУЮТ БИКАРБОНАТ.

НАРУШЕНИЕ КЩР
ПОВЫШЕННАЯ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ ИОНОВ Н+ - АЦИДОЗ
ПОНИЖЕННОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ ИОНОВ Н+– АЛКАЛОЗ
В БОЛЬШИНСТВЕ СЛУЧАЕВ, И В ЖКТ И В ДРУГИХ ОРГАНАХ И ТКАНЯХ, МЫ ИМЕЕМ ДЕЛО С АЦИДОЗОМ. В ЭТОМ СОСТОЯНИИ ОРГАНИЗМ ПЛОХО УСВАИВАЕТ МИНЕРАЛЫ, ОТ НЕДОСТАТКА ИОНОВ НАТРИЯ, КАЛИЯ, КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ СТРАДАЮТ ЖИЗНЕННО ВАЖНЫЕ ОРГАНЫ. ПОЯВЛЯЮТСЯ ЗАБОЛЕВАНИЯ СЕРДЕЧНО-СОСУДИСТОЙ СИСТЕМЫ: СПАЗМ СОСУДОВ, ГИПОКСИЯ. РАЗВИВАЕТСЯ ОЖИРЕНИЕ И ДИАБЕТ; ЗАБОЛЕВАНИЯ ПОЧЕК И МОЧЕВОГО ПУЗЫРЯ; СНИЖАЕТСЯ ИММУНИТЕТ. ПОЯВЛЯЕТСЯ ХРУПКОСТЬ КОСТЕЙ, ВПЛОТЬ ДО СПОНТАННЫХ ПЕРЕЛОМОВ, БОЛИ В МЫШЦАХ И СУСТАВАХ, СВЯЗАННЫЕ С НАКОПЛЕНИЕМ МОЛОЧНОЙ КИСЛОТЫ.

ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
ЯСНО, ЧТО В РАСТВОРАХ КИСЛОТ, ГДЕ ПРЕОБЛАДАЮТ ИОНЫ ВОДОРОДА, СРЕДА КИСЛАЯ, А В РАСТВОРАХ ЩЕЛОЧЕЙ ИОНОВ ГИДРОКСИДА БОЛЬШЕ, ЧЕМ ИОНОВ ВОДОРОДА, ПОЭТОМУ ТАМ СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ. А КАКАЯ СРЕДА В РАСТВОРАХ СОЛЕЙ?
РАСТВОРИТЕЛЬ ВЗАИМОДЕЙСТВУЕТ С РАСТВОРЕННЫМ ВЕЩЕСТВОМ, МЕЖДУ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ ПРОИСХОДИТ РЕАКЦИЯ ИОННОГО ОБМЕНА.
РЕАКЦИИ ОБМЕНА ИОНАМИ ПРОТЕКАЮТ МЕЖДУ ЛЮБЫМИ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ, ПРИЧЕМ РЕАКЦИИ НАПРАВЛЕНЫ В СТОРОНУ ОБРАЗОВАНИЯ БОЛЕЕ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА.
ЕСЛИ ЭЛЕКТРОЛИТЫ ОБМЕНИВАЮТСЯ МЕЖДУ СОБОЙ ИОНАМИ ВОДОРОДА, ТО ТАКИЕ РЕАКЦИИ НАЗЫВАЮТ ПРОТОЛИТИЧЕСКИМИ. К НИМ ОТНОСЯТСЯ РЕАКЦИИ ДИССОЦИАЦИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ, РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ МЕЖДУ КИСЛОТАМИ И ОСНОВАНИЯМИ И РЕАКЦИИ ГИДРОЛИЗА.

ГИДРОЛИЗ – ЭТО РЕАКЦИЯ ВЕЩЕСТВА С ВОДОЙ, ПРИ КОТОРОЙ ИСХОДНОЕ ВЕЩЕСТВО РАСПАДАЕТСЯ НА ДВА НОВЫХ ВЕЩЕСТВА
МНОГИЕ БИООРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА (БЕЛКИ, ПОЛИСАХАРИДЫ, ЖИРЫ, НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ) ПОДВЕРГАЮТСЯ ГИДРОЛИЗУ ПОД ДЕЙСТВИЕМ ФЕРМЕНТОВ. НАПРИМЕР, ПРОЦЕССЫ ГИДРОЛИЗА БЕЛКОВ, ПОЛИСАХАРИДОВ И ЖИРОВ. КОТОРЫЕ ПРОТЕКАЮТ ПРИ ПИЩЕВАРЕНИИ. ОЧЕНЬ ВАЖНОЙ ДЛЯ ОРГАНИЗМА ЯВЛЯЕТСЯ РЕАКЦИЯ ГИДРОЛИЗА АТФ, ПРИ КОТОРОЙ ОСВОБОЖДАЕТСЯ ЭНЕРГИЯ, НЕОБХОДИМАЯ ДЛЯ РАЗЛИЧНЫХ ФИЗИОЛОГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – РЕАКЦИЯ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ СОЛИ (СИЛЬНОГО ЭЛЕКТРОЛИТА) С ВОДОЙ (СЛАБЫМ ЭЛЕКТРОЛИТОМ), ЭТО ОБЫЧНАЯ РЕАКЦИЯ ИОННОГО ОБМЕНА, В РЕЗУЛЬТАТЕ КОТОРОГО ОБРАЗУЮТСЯ СООТВЕТСТВУЮЩИЕ КИСЛОТА И ОСНОВАНИЕ (РЕАКЦИЯ ОБРАТНАЯ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ).
3HNO3 + Fe(OH)3 = Fe(NO3)3 + 3H2O
Fe(NO3)3 + 3H2O = 3HNO3 + Fe(OH)3

Как протекает процесс взаимодействия соли с водой?

Как протекает процесс взаимодействия соли с водой?

ПРАВИЛА ГИДРОЛИЗА:
1. СИЛЬНОЕ ПОБЕЖДАЕТ СЛАБОЕ
2. ПРИ ПОВЫШЕНИИ ТЕМПЕРАТУРЫ ГИДРОЛИЗ УСИЛИВАЕТСЯ (ПО ПРАВИЛУ ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Т.К. ГИДРОЛИЗ – РЕАКЦИЯ ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ).
3. ПРИ ПОВЫШЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ ИОНОВ СОЛИ В РАСТВОРЕ ГИДРОЛИЗ УМЕНЬШАЕТСЯ (ОПЯТЬ ПО ПРАВИЛУ ЛЕ ШАТЕЛЬЕ).
ВЫВОД: РАСТВОРЫ СОЛЕЙ ЛУЧШЕ ХРАНИТЬ В КОНЦЕНТРИРОВАННОМ ВИДЕ В ХОЛОДНОМ МЕСТЕ.

ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ ПО ГИДРОЛИЗУ
1. НАПИШИТЕ РЕАКЦИИ МЕЖДУ
А) ФОСФОРНОЙ КИСЛОТОЙ И ГИДРОКСИДОМ ЛИТИЯ
Б) СЕРНОЙ КИСЛОТОЙ И ГИДРОКСИДОМ НАТРИЯ
В КАКОМ СЛУЧАЕ МОЖНО УТВЕРЖДАТЬ, ЧТО ПРОЦЕСС БУДЕТ ПОЛНОСТЬЮ НЕОБРАТИМЫМ?
2. КАКАЯ СРЕДА БУДЕТ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ КАРБОНАТА КАЛИЯ, ХЛОРИДА ЦИНКА, НИТРАТА АММОНИЯ, СИЛИКАТА НАТРИЯ. ОТВЕТ ПОДТВЕРДИТЕ ИОННЫМИ УРАВНЕНИЯМИ ГИДРОЛИЗА.
3. КАКУЮ СОЛЬ НАТРИЯ: ХЛОРИД ИЛИ КАРБОНАТ, ДОБАВЛЯЮТ В МОЮЩИЕ СРЕДСТВА И ПОЧЕМУ?
4. КАКУЮ СОЛЬ: ХЛОРИД АММОНИЯ ИЛИ НИТРАТ НАТРИЯ, МОЖНО ИСПОЛЬЗОВАТЬ В КАЧЕСТВЕ АЗОТНОГО УДОБРЕНИЯ ДЛЯ ГОРТЕНЗИИ, ЕСЛИ ИЗВЕСТНО, ЧТО ОНА ПРЕДПОЧИТАЕТ КИСЛЫЕ ПОЧВЫ? ПОЧЕМУ?
5. ПОЧЕМУ ПРИ ДОБАВЛЕНИИ СУЛЬФИДА НАТРИЯ К РАСТВОРУ НИТРАТА ХРОМА (III) ВЫПАДАЕТ ОСАДОК ГИДРОКСИДА ХРОМА (III)? ОТВЕТ ПОДТВЕРДИТЬ УРАВНЕНИЯМИ РЕАКЦИЙ.