ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
Кислотно-основное равновесие биологических жидкостейКислотно-основные процессы играют большую роль в жизни человека. Так, скорость ферментативных реакций в организме человека, а, следовательно, процессы обмена веществ и физиоло-гические функции в значительной степени зависят от активной кислотности среды. Таким образом, необходимым условием нормального течения жизненных процессов является постоянство рН биологических жидкостей (кислотно-основной гомеостаз). Нару-шение кислотно-основного равновесия (гомеостаза) в организме приводит к изменению рН биологических жидкостей, что, в свою очередь, нарушает нормальное течение процессов обмена веществ. Сдвиг соотношения концентраций ионов H+ и OH- в сторону увеличения активной кислотности (ацидоз) вызывает уменьшение рН(может возникать в результате нарушения выведения кислот, потери организмом значительных количеств оснований, при наличии высокой концентрации СО2 во вдыхаемом воздухе, при поносах, рвоте кишечным содержимым и другим причинам). Сдвиг этого соотношения в сторону уменьшения активной кислотности (алкалоз) вызывает увеличение рН (может развиваться вследствие потери организмом анионов кислот или задержки щелочных катионов; при кишечной непроходимости, при нарушении выведения почками натрия, при поступлении в организм зна-чительных количеств щелочных веществ с пищей или лекар-ственными препаратами, при отравлениях и по другим причинам). Обе формы нарушения кислотно-основного равновесия в организме человека устраняют медикаментозным путем. Таблица 4. Значения pH различных биожидкостей организма.
ГИДРОЛИЗ Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера. Разложение веществ, проходящее с обязательным участием воды и протекающее по схеме: AB + H-OH ⇄ AН + BОН называется гидролизом. Гидролизу могут подвергаться самые различные вещества: органические (эфиры, жиры, углеводы и др.), неорганические (соли, карбиды, нитриды и др.), а также высокомолекулярные соединения (белки). Процессы ферментативного гидролиза играют важнейшую роль в пищеварении и тканевом обмене веществ всех живых организмов. Так, высокомолекулярные соединения, гидролизуются до низкомоле-кулярных продуктов (аминокислоты, глюкоза и т. п.), которые затем всасываются из кишечника и переносятся в различные ткани, где подвергаются дальнейшим превращениям. Наибольшее практическое значение имеет гидролиз: а) органических полимеров (белков, полисахаридов и т. п.), обычно протекающий в присутствии биологического катализатора; б) сложных эфиров, в частности, жиров; в) солей. Ниже более подробно будет рассмотрен гидролиз солей, который играет большую роль в регулировании кислотности среды и в поддержании в организме кислотно-основного гомеостаза. Гидролиз солей Практика показывает, что водные растворы многих средних солей (К2СО3, MgCl2, CH3COONa, FeSO4 и др.) имеют неодинаковые значения рН. Причиной этого является гидролиз солей. Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений или ионов, что вызывает изменение рН раствора. Процесс гидролиза солей включает в себя две стадии: электро-литическую диссоциацию соли на ионы с последующим переходом протона от молекулы воды к аниону: CO32- + H-OH ⇄ НCO3- + ОН-, либо от гидратированного катиона металла к молекуле воды: Fe3+×nH2O + H-OH ⇄ FeOH2+×(n-1)H2O + Н3O+. Следует отметить, что вторая стадия процесса протекает в заметной степени, если в результате образуются малодис-социированные или малорастворимые соединения. В обоих случаях происходит смещение равновесия диссоциации воды: H2O ⇄ Н+ + ОН-. В результате в растворе увеличивается концентрация ионов Н+ или ОН-, что находит отражение в изменении значения рН раствора. Рассмотрим некоторые частные случаи гидролиза солей. Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (Na2SO4, CaCl2, KI, Sr(NO3)2 и др.), не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не образуют с водой малодиссоциированных электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7). Гидролизу подвергаются три типа солей. 1. Соли, образованные катионами сильного основания и анионами слабой кислоты (CH3COONa, KCN, Ca(OCl)2, NaF и др.). Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют щелочную реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по аниону. Соли, образованные многоосновнымислабыми кислотами (Na2S, Na2CO3, K3PO4, Na2SO3 и др.), гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли. Пример 1. Гидролиз ацетата натрия CH3COONa. Эта соль образована слабой кислотой (CH3COOH) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз данной соли протекает по аниону (CH3COO-) в одну ступень и описывается при помощи либо полного молекулярного уравнения: CH3COONa + H-OH ⇄ CH3COOH + NaОН, pH > 7; либо сокращенно-ионного уравнения: CH3COO- + H-OH ⇄ CH3COOH + ОН-. В результате образования малодиссоциированного электролита СН3СООН равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н+ и ОН-. В результате связывания ионов Н+ ионами СН3СОО- в CH3COOH концентрация ионов ОН- в растворе увеличивается и, таким образом, раствор приобретает щелочную реакцию. Пример 2. Гидролиз сульфида калия K2S. Гидролиз данной соли протекает по аниону (S2-) в две ступени: первая ступень: K2S + H-OH ⇄ KHS + KОН, pH > 7, S2- + H-OH ⇄ HS- + ОН-; вторая ступень: KHS + H-OH ⇄ H2S + KОН, HS- + H-OH ⇄ H2S + ОН-. По второй ступени гидролиз протекает значительно слабее, чем по первой и может осуществляться только при нагревании и разбавлении раствора. 2. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты (NH4C1, FeSO4, ZnCl2 и др.). Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют кислую реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по катиону. Соли, образованные многозарядными катионами слабого основания, гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежу-точных продуктов основные соли. Пример 3. Гидролиз нитрата цинка Zn(NO3)2. Эта соль образована сильной кислотой (HNO3) и слабым основанием (Zn(OH)2). Гидролиз данной соли протекает по катиону (Zn2+) в две ступени: первая ступень: Zn(NO3)2 + H-OH ⇄ ZnOHNO3 + HNO3, pH < 7, Zn2+ + H-OH ⇄ ZnOH+ + H+; вторая ступень: ZnOHNO3 + H-OH ⇄ Zn(OH)2 + HNO3, ZnOH+ + H-OH ⇄ Zn(OH)2 + H+. Пример 4. Гидролиз сульфата хрома Cr2(SO4)3. Гидролиз данной соли протекает по катиону (Сr3+) в три ступени: первая ступень: Cr2(SO4)3 + 2H-OH ⇄ 2CrOHSO4 + H2SO4, pH < 7, Cr3+ + H-OH ⇄ CrOH2+ + H+; вторая ступень: 2CrOHSO4 + 2H-OH ⇄ [Cr(OH)2]2SO4 + H2SO4, CrOH2+ + H-OH ⇄ Cr(OH)2+ + H+; третья ступень: [Cr(OH)2]2SO4 + 2H-OH ⇄ 2Cr(OH)3 + H2SO4, Cr(OH)2+ + H-OH ⇄ Cr(OH)3 + H+. В обоих случаях по второй (и далее) ступени гидролиз протекает только при нагревании и разбавлении раствора. 3. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты (NH4CN, CH3COONH4, (NH4)2S, (NH4)2CO3 и др.). Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют слабокислую, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от величины констант диссоциации кислот и оснований, образующих данную соль. Гидролиз идет по катиону и аниону одновременно: а) если > , то реакция раствора слабокислая; б) если < , то реакция раствора слабощелочная; в) если = , то реакция раствора нейтральная. Пример 5. Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4. Эта соль образована слабой кислотой (CH3COOH) и слабым основанием (NH3∙H2O). Гидролиз данной соли протекает c образованием двух малодиссоциированных соединений: CH3COONH4 + H-OH ⇄ NH3×H2O + CH3COOH, CH3COO- + NH4+ + H-OH ⇄ NH3×H2O + CH3COOH. (NH3×Н2О) = 1,8×10-5; (СН3СООН) = 1,8×10-5, pH» 7 (нейтральная среда). Пример 6. Гидролиз карбоната аммония (NH4)2СO3. Гидролиз данной соли протекает ступенчато: первая ступень: (NH4)2СO3 + H-OH ⇄ NH3×H2O + NH4HСO3, NH4+ + СO32- + H-OH ⇄ NH3×H2O + HСO3-; вторая ступень: NH4HСO3 + H-OH ⇄ NH3×H2O + H2СO3, NH4+ + HСO3- + H-OH ⇄ NH3×H2O + H2СO3. (NH3×Н2О) = 1,8×10-5, (Н2СО3) = 3,7×10-7, (Н2СО3) = 4,7×10-11, pH > 7 (слабощелочная среда). Из приведенных примеров видно, что гидролизсолей, образованных многозарядными катионами или анионами, протекает ступенчато, но самопроизвольно не доходит до конца (т. е. до образования кислоты и основания, образующих данную соль). Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим ступеням. Это связано с тем, что при гидролизе по первой ступени в растворе увеличивается концентрация ионов Н+ или ОН-, что препятствует дальнейшему протеканию процесса. Необратимыйгидролиз (т. е. самопроизвольно протекающий до конца) встречается у некоторых солей, образованных катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Для таких солей в соответствующей клетке таблицы растворимости стоит прочерк. Это означает, что вследствие полного гидролиза такие соли в водном растворе не существуют. Необратимый гидролиз возможен только в том случае, когда образующееся в результате гидролиза одно малодиссоциированное соединение является малорастворимым (основание), а другое - летучим (кислота). Пример 7. Гидролиз сульфида алюминия Al2S3 (в таблице растворимости – прочерк). При растворении этой соли в воде протекает необратимый процесс гидролиза: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S Необратимый гидролиз необходимо учитывать при написании уравнений реакций, протекающих между электролитами в водных растворах. Пример 8. Смешали водные растворы Na2CO3 и FeCl3. Написать уравнение протекающей реакции. Здесь имеет место взаимный гидролиз, т.е. гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой соли. Таким образом, процесс гидролиза самопроизвольно идет до конца, т. е. до образования малораст-воримого гидроксида железа (III) Fe(OH)3 и углекислого газа СО2: 3Na2CO3 + 2FeCl3 + 3H2O = 2Fe(OH)3¯ + 3CO2 + 6NaCl 3СO32- + 2Fe3+ + 3H2O = 2Fe(OH)3¯ + 3CO2 Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|