Буферные растворы

Тема 3. электролиты. гидролиз солей.

Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят элект­рический ток. К электролитам относятся соли, кислоты и ос­нования. Молекулы электролита в растворе или расплаве рас­падаются на ионы – положительно заряженные катионы (К⁺) и отрицательно заряженные анионы (А^-), поэтому растворы или расплавы электролитов проводят электрический ток. Процесс распада веществ на ионы называется электроли­тической диссоциацией. Электролиты делятся па сильные и слабые. Способность к диссоциации электролита выражается степенью диссоциа­ции α:

α=число диссоциированных молекул/общее число растворенных молекул.

Величина α может быть выражена в долях единицы или процентах. Значением величины степени диссоциации харак­теризуется сила электролита. Чем больше значение α, тем бо­лее сильным является электролит. Электролит считается сильным, если значение α его в 0,1 н. растворе больше 30%, средней силы – от 30 до 3% и слабым, если α меньше 3%. К сильным электролитам относятся кислоты НСl, НВг, HI, HNО₃, Н₂SО₄ и другие; основания NаОН, КОН, Ва(ОН)₂ и другие и почти все соли. Слабые электролиты – все органические кислоты и осно­вания, кислоты Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SО₃, НСN и другие, большин­ство оснований NН₄ОН, Сu(ОН)₂, Fе(ОН)₃ и др. В отличие от сильных электролитов, которые в растворе диссоциированы практически полностью, диссоциация моле­кул слабых электролитов протекает обратимо и устанавли­вается равновесие:

КА ↔ К⁺ + А^-.

Применяя закон действия масс, можно записать: К = С_к+ × С_А-/С_КА. Константа равновесия К называется константой электролити­ческой диссоциации, которая представляет собой отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссо­циированных молекул электролита. Чем больше К, тем луч­ше электролит распадается на ионы. Для данного электроли­та значение К постоянно при определенной температуре и в отличие от α не зависит от концентрации.

Реакции в растворах электролитов обычно протекают не между молекулами, а между ионами. Если в этих реакциях не происходит изменение зарядов ионов, входящих в соеди­нения, то такие реакции называются ионообменными реак­циями, или просто ионными. Ионные реакции протекают лишь в том случае, если в результате взаимодействия между иона­ми различных электролитов образуются осадки труднораст­воримых веществ, газы (легколетучие вещества), слабые электролиты, комплекс­ные ионы. Уравнения реакций в растворах электролитов рекомен­дуется записывать в молекулярной и ионной формах. При этом формулы сильных электролитов записывают в виде ионов, а формулы слабых электролитов и труднорастворимых (или газообразных) веществ – в виде недиссоциированных мо­лекул. Например:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O (молекулярное уравнение);

Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-→Na⁺+Cl^-+Н₂О (полное ионное уравнение);

H⁺ + OH^- → H₂O (краткое ионное уравнение).

Краткое ионное уравнение выражает сущность процесса.

Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-.

Применение закона действия масс к процессу диссоциации воды дает возможность записать константу электролитиче­ской диссоциации:

К =([Н⁺] × [ОН^-]) / [Н₂О] = 1,82 × 10^-16 (при 25^оС).

Концентрация недиссоциированных молекул воды равна

1000/56 = 55,56 моль/л.

Преобразив уравнение, получаем

[Н⁺]×[ОН^-]=К×[Н₂О]=1,82×10^-16×55,56 = 10^-14.

Произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксила называется ионным произведением воды: К_в=[Н⁺]×[ОН^-]. В воде и разбавленных водных растворах при определен­ной температуре ионное произведение воды является величи­ной постоянной. При 25°С К_в=10^-14. Пользуясь ионным произведением воды, можно дать ха­рактеристику среды раствора, т. е. определить, какую ре­акцию имеет раствор: кислую, нейтральную или щелочную. В кислых средах [Н⁺]>[ОН^-], в нейтральных [Н⁺]=[ОН^-], в щелочных [Н⁺ ]<[ ОН^-]. Для количественной характеристики среды растворов чаще всего пользуются кон­центрацией водородных ионов: кислый раствор – [Н⁺]>10^-7 моль/л; нейтральный – [Н⁺]=10 ^-7 моль/л; щелочной – [Н⁺]<10^-7 моль/л. Зная концентрацию ионов водорода, всегда можно вычис­лить концентрацию гидроксильных ионов по формуле ионного произведения воды.

На практике для удобства характеристики реакции раст­воров обычно пользуются водородным показателем рН, кото­рый равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = - lg [Н⁺]. Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения:

рН < 7 – среда кислая;

рН = 7 – среда нейтральная;

рН > 7 – среда щелочная.

Существуют различные методы определения водородного показателя растворов. Наибольшее распространение по­лучили колориметрический и электрометрический методы. Колориметрический метод основан на изменении окраски индикаторов в зависимости от концентрации водородных ио­нов. Индикаторами называют вещества, имеющие различную окраску в зависимости от концентрации ионов водорода в рас­творе. Они представляют собой слабые органические кисло­ты или слабые основания, недиссоциированные молекулы которых имеют другую окраску, чем образуемые ими ионы. Например, недиссоциированные молекулы лакмуса – красно­го цвета, а образуемые им анионы – синего цвета; молекулы фенолфталеина – бесцветные, а его анионы окрашены в ин­тенсивно малиновый цвет. Изменение окраски различных ин­дикаторов происходит при определенных для каждого из них значениях рН. Окраска лакмуса (красный-синий) изменяет­ся при рН=7, метилоранжа (красный-желтый) – при рН=4, фенолфталеина (бесцветный-малиновый) – при рН=9. Используя набор различных индикаторов, можно достаточно точно определить рН раствора. При электрометрическом методе определения рН приме­няют лабораторные рН-метры, или иономеры.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды, сопровождающееся изме­нением рН раствора. Гидролиз может происходить в том слу­чае, когда при взаимодействии ионов соли с ионами воды об­разуются слабые электроли­ты. Таким образом, гидролизоваться могут соли, в состав ко­торых входят ионы слабой кислоты или катионы слабого ос­нования, так как только такие ионы могут образовывать ма­лодиссоциирующие соединения. Гидро­лизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основа­нием и слабой кислотой, например, Nа₂СО₃; б) слабым осно­ванием и сильной кислотой, например, NН₄С1; в) слабым осно­ванием и слабой кислотой, например, СН₃СООNН₄. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидро­лизу не подвергаются, например, NаС1.

Уравнения гидролиза пишутся аналогично другим ионным уравнениям. Формулы малодиссоциирующих, малорастворимых, а также газообразных веществ пи­шутся в молекулярной форме, а формулы сильных электро­литов – в виде составляющих их ионов. Уравнения гидроли­за солей многоосновных кислот и многокислотных оснований записываются по ступеням. Типы гидролиза.

1. катионный гидролиз. соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например, NН₄Сl:

NН₄С1+Н₂О ↔ NН₄ОН+НСl;

NH₄⁺ + H₂O ↔ NН₄ОН + H⁺.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и силь­ной кислотой, сводится к гидролизу катиона слабого основа­ния. В результате этого концентрация ионов Н⁺ в растворе становится больше концентрации ионов ОН^-, и раствор при­обретает кислую реакцию (рН<7).

2. анионный гидролиз. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, например, Nа₂СО₃:

Na₂СO₃+Н₂О ↔ NaНСO₃ + NaОН;

СO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + ОН^-.

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и сла­бой кислотой, сводится к гидролизу аниона слабой кислоты. Поэтому в растворе соли Nа₂СО₃ концентрация ионов ОН^- становится больше концентрации ионов Н⁺, и реакция этого раствора – щелочная (рН>7);

3. Катионно-анионный гидролиз. Соль образована слабой кислотой и сла­бым основанием, например, СН₃СООNН₄:

СН₃СООNН₄+H₂O↔СН₃СООН+NН₄ОН;

СН₃СОО^- + NН₄⁺ + Н₂О ↔ СН₃СООН + NН₄ОН.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, сводится к гидролизу как катиона слабого осно­вания, так и аниона слабой кислоты. Реакция раствора зависит от степени диссоциации (силы электролита) образовавшихся кислоты и основания. Для данной соли она будет близкой к нейтральной (рН≈7), так как степени диссоциации обоих слабых электролитов приблизительно равны.

4. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например, NаС1, гидролизу не подвергаются, так как их ионы не могут давать с ионами воды Н⁺ и ОН^- слабых электролитов.

Буферные растворы. Растворы, рН которых относительно мало изменяется при добавлении небольших количеств кислоты или основа­ния, называются буферными. Они обычно содержат слабую кислоту и ее соль, например, СН₃СООН + СН₃СООК или слабое основа­ние и его соль, например, NH₄OH + NH₄C1. Рассмотрим процессы диссоциации в растворе слабой кислоты и ее соли:

СН₃СООН ↔ CH₃COО ^- + Н⁺;

CH₃COONa → CH₃COO^- + Na⁺.

При добавлении кислоты в раствор ее ионы водорода связыва­ются в слабую кислоту

Н⁺ + СН₃СОО^- ↔ CH₃COOH.

При добавлении основания в раствор гидроксид-ион связывает­ся в слабый электролит (Н₂О)

Н⁺ + ОН^- ↔Н₂О.

Образование слабых электролитов при добавлении в буферный раствор кислоты или основания и обусловливает устойчивость рН.

Константа диссоциации кислоты равна

Кд=([СН₃СОО^-]×[Н⁺])/[СН₃СООН] или [СН₃СОО^-] /[СН₃СООН]=К_д/[Н⁺].

Логарифмируя это уравнение, получаем

pH=pK_д +lg([СН₃СОО^-] /[СН₃СООН]).

Так как соль полностью диссоциирована, то [СН₃СОО^- ] = С _соли.

Поскольку доля диссоциированной кислоты мала, то можно принять, что концентрация недиссоциированной кислоты пример­но равна исходной концентрации кислоты, т.е. C _{кислоты}:

[СН₃СОО^-] /[СН₃СООН] = а_соли/а_{кислоты}= с _соли/ с _{кислоты}.

Соответственно pH=pK_д +lg(с _соли/ с _{кислоты}).

Рассчитаем рН рассмотренного раствора, в котором

с _соли = с _{кислоты} = 0,1 моль/л.

В этом случае рН = рК _д = 4,75.

Если в этот раствор добавить НСl концентрации 10^-2 моль/л, то из-за реакции H⁺ + Cl^- + CH₃COO^-↔CH₃COOH + Cl^- концентрация соли уменьшится на 10^-2 моль/л, а концентрация ки­слоты увеличится на 10^-2моль/л. Согласно уравнению, рН раствора будет равен 4,63. Как видно, рН изменился незначительно (на 0,08 единицы). Если бы это количество НС1 добавить в дистиллированную воду, то ее рН изменился бы от 7 до 2 (на 5 единиц).

Буферирование играет важную роль в природе и технике. В орга­низме человека рН меняется очень незначительно вследствие буфер­ных свойств растворов во всех системах. Мало изменяется рН морской воды (рН 8,0). При проведении многих технологических процессов рН среды поддерживают постоянным с помощью буферных систем.

Таким образом, в воде происходит ее диссоциация (самоиониза­ция) с образованием ионов водорода и гидроксида. При постоянной температуре произведение активностей ионов водорода и гидроксида является величиной постоянной. Важное значение для многих биоло­гических и технологических процессов имеет водородный показатель среды. Его можно рассчитать, а также определить с помощью инди­каторов и приборов. Значение рН можно поддерживать на практиче­ски постоянном уровне путем применения буферных смесей.

Основными буферными системами организма являются: гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Все эти системы имеются в крови, где с их помощью поддерживается рН=7,40±0,05. Все буферные системы в организме взаимосвязаны.

Протолитические буферные системы крови состоят из нескольких систем. Когда кровь попадает в лёгкие, где давление кислорода при вдохе достаточно велико, она обогащается кислородом за счет связывания его в эритроцитах гемоглобином HHb с образованием оксигемоглобина HHbO_2.. Оксигемоглобин, как кислота, диссоциирует легче, чем гемоглобин, анион которого, связывая катион Н⁺, поддерживает рН в эритроцитах. За счет HHb и при участии фермента карбоангидразы в легких параллельно происходит процесс очищения крови от летучей кислоты СО₂. Уменьшение концентрации НСО₃^- в эритроцитах легочной крови приводит к диффузии НСО₃^- из плазмы в эритроцит. Вследствие этого плазма очищается от гидрокарбонат-аниона и рас­творенного СО₂ (СО₂×Н₂О), так как переход НСО₃^- в эритроцит способствует следующим превращениям в плазме:

СО₂·Н₂О ↔Н₂СО₃↔Н⁺+НСО₃^-→в эритроцит.

Поступление НСО₃^- в эритроциты приводит к удалению из них хлорид-анионов (для соблюдения электронейтральности этих кле­ток). Следует подчеркнуть, что протеканию всех приведенных реакций способствуют два физиологических процесса: вдох – поступление кислорода в кровь и выдох – выделение из крови "летучей кислоты" СО₂.

Обогащенная кислородом артериальная кровь, содержащая оксигемоглобин на 65 % в ионизированном состоянии (HbO₂^-), а гемоглобин – на 10 % (Нb^-) поступает в ткани, которые стре­мятся получить кислород и отдать в кровь продукты метабо­лизма: СО₂ и избыток катионов Н⁺. Это приводит к протеканию следующих процессов: поступающий в кровь СО₂ растворяется в плазме и эритроцитах и, реагируя с водой, образует угольную кислоту. В плазме эта реакция идет медленно, а в эритроцитах – быстро за счет участия фермента карбоангидразы. Поэтому СО₂ интенсивно диффундирует в эритроциты, где происходит его связывание с образованием Н₂СОз, а также карбаминогемоглобина (НЬ·CO₂)^-в результате взаимодействия с буферным осно­ванием эритроцитов Нb^-, при котором СО₂ связывается с аминогруппами белка (глобина). Образовавшаяся в эритроцитах Н₂СО₃, как более сильная кислота, реагирует с другим буфер­ным основанием – HbO₂^-,переводя его в неионизированное со­стояние ННbО₂, а сама превращается в НСО₃^-, который диф­фундирует в плазму. Неионизированный оксигемоглобин легко отдает тканям необходимый кислород. Эти процессы в эритро­цитах описываются следующими реакциями:

Таким образом, в тканях из эритроцитов в плазму постоян­но поступает НСО₃^-, a из плазмы в эритроциты для соблюдения их электронейтральности диффундируют протолитически неак­тивные хлорид-анионы. В результате встречной диффузии этих ионов в эритроците среда менее щелочная (рН = 7,25), чем в плазме (рН = 7,40). В плазму крови из тканей поступают метаболический Н⁺ и СО₂, а из эритроцитов – НСО₃^-. Буферные основания плазмы: гидрокарбонат-анион НСО₃^-, анион белка (Prot)^- и гидрофосфат-анион НРО₄^2-, реагируя с поступающими кислотными субстратами Н⁺, СО₂ · Н₂О и Н₂СО₃, нейтрализуют их благодаря сле­дующим реакциям:

плазма крови в тканях

Н⁺ + НСО₃^- ↔ Н₂СО₃; Н⁺ + (Prot) ^- ↔HProt; H⁺ + HPO₄^2- ↔ H₂РО₄^-;

Н₂О+СO₂+(Prot)^-↔HProt+HCO₃^-; H₂O+СО₃+HPO₄^2-↔Н₂РО₄^-+НСO₃^-;

Н₂СО₃+(Prot)^- ↔HProt+НСО₃^- ; Н₂СО₃^-+HPO₄^2- ↔Н₂РО₄^- + НСO₃^-.

В легких кровь очищается от НСО₃^- за счет превращения его в СO₂ и удаления из организма. Нейтрализация кислых про­дуктов HProt и Н₂РО₄^- в соответствующие им буферные основа­ния (Prot)^- и HPO₄^2- происходит при очищении крови в почках, при этом часть фосфатов удаляется с мочой.

Совокупность рассмотренных процессов, происходящих в эри­троцитах и плазме крови, обеспечивает протекание двух важней­ших физиологических процессов – поддержания рН крови на уровне рН=7,35–7,45, несмотря на постоянное поступление в нее из тканей СО₂ и катионов Н⁺, и дыхания – поступления в кровь и транспорта ею кислорода и СO₂. Транспорт кислорода из легких в ткани в основном осуществляется за счет образова­ния в эритроцитах оксигемоглобина (ННbО₂), при этом 100 мл крови транспортируют 21 мл газообразного кислорода. Углекис­лый газ транспортируется кровью из тканей в легкие в следую­щих формах: HCO₃^- – 80 %, (Hb · СО₂)^- – 15 % и (СО₂ · Н₂О), т. е. в растворенном виде, – 5 %. При этом около двух третей обще­го количества СО₂ находится в плазме, а одна треть - в эритро­цитах. Однако в процессе переноса СО₂ от тканей к легким поч­ти весь СО₂ крови должен пройти через эритроциты, т. е. войти в эритроциты и выйти из них.

Все буферные системы организма характеризуются отноше­нием [акцептор протона]/[донор протона] = 4–20, т. е. их бу­ферная емкость по кислоте больше, чем буферная емкость по основанию. Это отношение находится в соответствии с особен­ностями метаболизма человеческого организма, образующего больше кислотных продуктов, чем основных. Поэтому очень важным показателем для физиологических сред является ки­слотная буферная емкость В_a. При заболеваниях органов дыха­ния, кровообращения, печени, желудка, почек, при отравлени­ях, голодании, диабете, ожоговой болезни и т. п. может наблю­даться уменьшение или увеличение В_а но сравнению с нормой, т. е. патологические явления: ацидоз и алкалоз.

Ацидоз – это уменьшение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой.

Алкалоз – это увеличение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой.

Причинами ацидоза и алкалоза могут быть или увеличение содержания кислот, или уменьшение содержания буферных оснований в системе по сравнению с нормой.

Ацидоз или алкалоз могут быть экзогенного и эндогенного характера. Экзогенный ацидоз возникает при употреблении пи­щи с избыточным содержанием кислот (лимонной, бензойной, уксусной), а также лекарственных средств, трансформация кото­рых в организме способствует понижению рН среды. Экзогенный алкалоз в основном возникает при поступлении в организм ле­карств или других веществ, способствующих повышению рН среды, например, соды, ацетата калия. Эндогенный ацидоз или алкалоз возникает при нарушении протолитического баланса в организме вследствие нарушения соотношений скоростей синтеза и выведения тех или иных кислот или оснований.

В зависимости от глубины патологических изменений разли­чают компенсированный и некомпенсированный ацидоз (алкалоз). При компенсированном ацидозе (алкалозе), несмотря на откло­нение от нормы кислотной буферной емкости, рН крови сохра­няет значение в пределах 7,35 < рН < 7,45. Некомпенсированный ацидоз сопровождается уменьшением кислотной буферной емко­сти и снижением рН крови (6,8 < рН < 7,35), а некомпенсиро­ванный алкалоз – увеличением кислотной буферной емкости и повышением рН крови (7,45 < рН < 7,9). Снижение рН крови по сравнению с нормой называется ацидемией, а повышение рН крови – алкалемией. Изменение значения рН крови на 0,6 еди­ницы в любую сторону приводит к летальному исходу.

Для характеристики кислотно-основного состояния крови в физиологии и медицине используются следующие метаболиче­ские показатели: величина рН плазмы и цельной крови, парци­альное напряжение (давление) углекислоты p(CO₂), содержание гидрокарбоната в плазме крови, содержание буферных основа­ний в плазме крови ВВ, избыток или дефицит буферных осно­ваний в крови BE. Величина рН плазмы крови– фактическая величина водо­родного показателя плазмы артериальной крови при 37 °С. Фи­зиологические пределы – 7,35 < рН < 7,45.

Парциальное напряжение углекислоты р (СО₂) –парциаль­ное давление COg над кровью, находящейся в равновесии с рас­творенным в плазме СО₂ при 37 °С. В физиологических условиях Р(СО₂) = (40 ± 5) мм рт. ст. (5,3 кПа). Предельные значения пар­циального давления СО₂ составляют при алкалозе 10 мм рт. ст., а при ацидозе – 130 мм рт. ст. Содержание гидрокарбоната в плазме крови в норме с (НСО₃^-)=(24,4 ± 3) ммоль/л. Содержание буферных оснований в плазме крови (ВВ) – нормальное значение для плазмы ВВ – (42 ± 3) ммоль/л. Избыток или дефицит буферных оснований в крови BE ха­рактеризует разницу между фактическим содержанием буферных оснований в крови у исследуемого человека и значением ВВ в норме, равным 42 ммоль/л. В норме BE равен ±3 ммоль/л. При патологии интервал значений показателя BE значительно ши­ре: ±30 ммоль/л.

В клинической практике с помощью указанных метаболи­ческих показателей крови определяют наличие нарушений протолитического гомеостаза. Различают четыре вида первичных нарушений кислотно-основного баланса в организме, которые относятся к патологическим физиологическим процессам.

Метаболический ацидоз характеризуется избытком нелету­чей кислоты или дефицитом гидрокарбонат-аниона в межкле­точной жидкости. Показатели: В_а < норма; [донор протона] > норма; рН < норма; с(НСО₃^-) < норма; BE < норма; р(СО₂) < норма.

Причины: нарушение кровообращения, кислородное голодание тка­ней, диарея (понос), нарушение выделительной функции почек, диабет.

Метаболический алкалоз характеризуется удалением моле­кул кислот или накоплением буферных оснований, включая содержание гидрокарбонат-аниона в межклеточной жидкости. Показатели: В_а > норма; [акцептор протона] > норма; рН > норма; с(НСО₃^-) > норма; BE > норма; р(СО₂) > норма.

Причины: неукротимая рвота, удаление кислых продуктов из же­лудка, запор (накопление щелочных продуктов в кишечнике), дли­тельный прием щелочной пищи и минеральной воды.

Респираторный (газовый) ацидоз характеризуется понижен­ной скоростью вентиляции легких по сравнению со скоростью образования метаболического СО₂. Показатели: В_а< норма; [донор протона]>норма; рН < норма; c(HCO₃^-) > норма; BE > норма; p(СО₂) > норма. Причины: заболевания органов дыхания, гиповентиляция легких, угнетение дыхательного центра некоторыми препаратами, например, барбитуратами.

Для проведения коррекции нарушений кислотно-основного состояния организма необходимо, прежде всего, выяснить при­чины их возникновения: нарушение процессов дыхания (респи­раторный ацидоз или алкалоз) или процессов пищеварения и выделения (метаболический ацидоз или алкалоз). Лечение рес­пираторных нарушений требует всего нескольких дней, а для устранения метаболических нарушений обычно необходимы недели.

При ацидозе в качестве экстренной меры используют внут­ривенное вливание растворов гидрокарбоната натрия (по 100-200 мл 4,5 %-ного раствора, в острых случаях до 100 мл 8,4 %-ного рас­твора), но лучше вводить 3,66%-ный водный раствор трисамина H₂NC(CH₂OH)₃ или 11 %-ный раствор лактата натрия. Последние средства, нейтрализуя кислоты, не выделяют СО₂, что повыша­ет их эффективность. Для устранения алкалоза иногда используют 5 %-ный раствор аскорбиновой кислоты, частично нейтрализованный гидрокар­бонатом натрия до рН = 6,0-7,0.

В заключение следует отметить, что в живом организме вследствие процессов дыхания и пищеварения происходит по­стоянное образование двух противоположностей: кислот и осно­ваний, причем, преимущественно слабых, что обеспечивает рав­новесный характер протолитическим процессам, протекающим в организме. В то же время из организма постоянно выводятся кислотно-основные продукты, в основном через легкие и почки. За счет сбалансированности процессов поступления и выведе­ния кислот и оснований, а также за счет равновесного характе­ра протолитических процессов, определяющих взаимодействие этих двух противоположностей, в организме поддерживается состояние протолитического (кислотно-основного) гомеостаза.

Методика выполнения вариантов заданий

На теоретические вопросы 1, 2 ответы подготовить по учебным пособиям и лекциям.

3. Напишите в ионной форме следующие уравнения:

AgNO₃ + KI ® AgI↓ + KNO₃;

Ag⁺ + NO₃^- + K⁺ + I^- ® AgI↓ + K⁺ + NO₃^-;

Ag⁺ + I^- ® AgI↓.

4. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярном и ионном виде: аммоний сульфата; калий силиката.

· соль сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и силь­ной кислотой, сводится к гидролизу катиона слабого основа­ния. В результате этого концентрация ионов Н⁺ в растворе становится больше концентрации ионов ОН^- и раствор при­обретает кислую реакцию (рН<7):

NH₄⁺ + H₂O ↔ NН₄ОН + H⁺;

(NH₄)₂SO₄ + 2Н₂О ↔ 2NН₄ОН+ H₂SO₄.

· соль силикат калия K₂SiO₃образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и сла­бой кислотой, сводится к гидролизу аниона слабой кислоты. Поэтому в растворе соли K₂SiО₃ концентрация ионов ОН^- становится больше концентрации ионов Н⁺, и реакция этого раствора щелочная (рН>7):

1) SiO₃^2- + H₂O ↔ HSiO₃^- + ОН^-

K₂SiO₃+Н₂О ↔ KНSiO₃ + КОН;

2) HSiO₃^- + H₂O ↔ H₂SiO₃ + ОН^-

KHSiO₃+Н₂О ↔ Н₂SiO₃ + KОН.

5. Задача. Вычислить рН буферного раствора, состоящего из 80 мл 0,15 М

раствора CH₃COOH и 20 мл 0,1 М раствора CH₃COONa.

Константа электролитической диссоциации уксусной кислоты равна 1,85×10^-5.

Дата добавления: 2014-11-29