3.3. Матеріали для самоконтролю:

1. Які з перелічених речовин відносять до електролітів, а які до неелектролітів:

СаJ₂ , NaCl, НСООН, КОН, С₆Н₁₂О₆, NН₄ОН, Na₂B₄O₇٠10Н₂О, AgNO₃ ,

C₆H₅NH₂ , MgHPO₄ ?

2. За яким критерієм електроліти ділять на сильні і слабкі?

3. Які з наведених речовин належать до сильних електролітів, а які до

слабких:

Н₃ВО₃, Са(ОН)₂, СН₃СООН, Na₂CO₃, NaCl, NН₄ОН, НCl, Н₂S ?

3. Напишіть формули найважливіших йонів, що входять до складу

внутрішньоклітинних і позаклітинних рідин. Вкажіть їх роль у біохімічних

процесах.

ПСРС: Тема №8 Гідроліз солей

Питання для самостійної роботи з навчальною літературою:

1.Що таке гідроліз?

2.Роль гідролізу в біохімічних процесах.

3.Укажіть, які з наведених солей зазнають гідролізу:

ZnSO₄, К₂SO₃, Ca Cl₂ , KCN, FeCl₃, Na₃ РO₄, КNO₃.

Складіть йонно-молекулярні рівняння гідролізу і вкажіть рН середовища.

Тема №8 Гідроліз солей

1. Актуальність теми

Біохімічні процеси в організмі людини проходять у водних розчинах.

Вода не є ідеально чистою речовиною. В ній містяться розчинені гази-

(О_2, N_2, СО₂), багато катіонів(Na⁺, К⁺, Мg²⁺, Са²⁺), а також аніони(Cl^-, SО₄ ^2-,

НСО₃ ^-), а тому, водне середовище може бути нейтральним, кислим чи основним. Це відбувається в результаті зміщення рівноваги дисоціації води і розчиненої в ній солі. Зміщення йонної рівноваги води відбувається через утворення слабких або малорозчинних електролітів внаслідок взаємодії йонів солі з водою. Організм успішно справляється з впливом зовнішнього середовища на кислотно-основну рівновагу і рН біологічних рідин залишається сталим, що забезпечує його нормальний життєвий рівень.

2. Навчальні цілі:

В результаті самостійної роботи студент повинен

Знати:

- що таке гідроліз?

- які величини використовують для оцінювання середовища розчину?

Вміти

- експериментально визначати рН сереловища солі

- складати молекулярні та йонні рівняння реакцій гідролізу

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

1. Міждисциплінарна інтеграція

Дисципліни	Знати	Вміти
Хімія	Будову молекул води. Зміну забарвлення індикаторів в залежності від середовища.	Записати рівняння електролітичної дисоціації води. Визначати середовище за допомогою індикаторів-лакмусу, фенолфталеїну, метилоранжу.
Біологія	Властивості та функції води в клітині.
Анатомія	Що таке гомеостаз, та механізми, що його забезпечують.

3.2. Зміст теми

Гідроліз солей

Гідроліз-це хімічна взаємодія йонів розчиненої солі з водою, яка супроводжується зміною концентрації водневих та гідроксильних йонів і веде до утворення слабких або малорозчинних електролітів.

Гідроліз можна визначити як реакцію обмінного розкладу солі водою або як процес, обернений реакції нейтралізації. Отже гідроліз це рівноважний процес і можна створити умови за яких сіль гідролізувати не буде.

Якщо розглядати солі як продукти взаємодії кислот з основами, то в залежності від сили кислот і основ розрізняють чотири типи солей:

• солі, що утворені сильною к-тою та сильною основою;

• солі, що утворені слабкою кислотою та сильною основою;

• солі, що утворені сильною кислотою та слабкою основою;

• солі, що утворені слабкою кислотою та слабкою основою.

Солі першого типу не піддаються гідролізу, оскільки утворені сильними електролітами, які повністю дисоціюють на йони і не взаємодіють з водою з утворенням слабких електролітів.

Середовище нейтральне рН=7.

Гідроліз солі, утвореної сильною основою та слабкою кислотою. Na₂СО₃ -утворена сильною основою NaОН та слабкою кислотою Н₂СО₃ .

У системі, що складається з Na₂СО₃ та Н₂О відбуваються такі процеси дисоціації:

Na₂СО₃ ↔2Na⁺ + СО₃ ^2-

Н₂О↔ Н⁺+ ОН^-

Na₂СО₃ +НОН↔NaНСО₃+NaОН-1стадія, рівняння в молекулярній формі

2Na⁺ + СО₃ ^2- +НОН↔Na⁺ +НСО₃ ^- + Na⁺ + ОН^- -повне йонне рівняння

СО₃ ^2- +НОН↔НСО₃ ^- + ОН^- -скорочене йонне рівняння

Середовище лужне, рН>7.

NaНСО₃ +НОН↔ Н₂СО₃ + NaОН - 2 стадія

Na⁺ +НСО₃ ^- +НОН↔ + Н₂СО₃ + Na⁺ +ОН^-

НСО₃ ^- +НОН↔ Н₂СО₃ + ОН^-

Друга стадія практично не відбувається, тому що йони ОН^- ,які утворюються на першій стадії, заважають проходженню процесу на другій стадії. Крім цього, Н₂СО₃ - сильніший, ніж НСО₃^– електроліт.

Гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою.

CuCl₂ –сіль, утворена слабкою основою Cu(ОН)₂ та сильною кислотою HCl.

CuCl₂ ↔Cu²⁺ +2Cl^-

CuCl₂ + НОН↔ Cu (ОН)Cl +НCl - 1стадія

Cu²⁺ +2Cl^- + НОН↔ CuОН⁺ +Cl^- + Н⁺ + Cl^-

Cu²⁺ + НОН↔ CuОН⁺ +Н⁺

Середовище кисле рН<7.

Cu (ОН)Cl +НОН↔ Cu (ОН)₂ + НCl -2 стадія

CuОН⁺ + Cl^- +НОН↔ Cu (ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

CuОН⁺ +НОН↔ Cu (ОН)₂ + Н⁺

Друга стадія практично немає місця, тому що йони Н⁺ , які утворюються на 1 стадії, заважають перебігу реакції на 2 стадії. Разом з тим Cu (ОН)₂ – електроліт, сильніший за CuОН⁺ .

Найбільш повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою кислотою та слабкою основою:

(NH₄)₂CO₃ +НОН↔ NH₄ОН +NH₄НCO₃

2 NH₄ ⁺ + CO₃ ^2- +НОН↔ NH₄ОН + NH₄ ⁺ +НCO₃ ^–

NH₄ ⁺ + CO₃ ^2- +НОН↔ NH₄ОН + НCO₃ ^–

рН ≈ 7

Друга стадія гідролізу можлива при нагріванні:

NH₄НCO₃ + НОН↔ NH₄ОН + Н₂CO₃

NH₄ ⁺ +НCO₃ ^– +НОН↔ NH₄ОН + Н₂CO₃

рН ≈ 7

рН розчинів солей визначається в основному гідролізом, що йде по першій ступені.

Деякі з солей утворених багатозарядними катіонами і аніонами піддаються гідролізу ступінчасто, але на відміну від розглянутого випадку гідроліз вже при звичайних умовах проходить повністю(відбувається руйнування хімічних сполук).

Наприклад: Al₂S₃ +6НОН↔2Al(ОН)₃↓+ 3Н₂S.

У даному випадку середовище буде слабокислим, тому що кислотні властивості Н₂S виявлені сильніше, ніж основні властивості у Al(ОН)₃.

Так як, утворення недисоційованих молекул кислоти або основи можливо в розчині будь-якої солі, слід чекати, що гідроліз( хоч би в малій мірі) повинен мати місце навіть для КCl, NaNO₃ і т. д. При цьому повна рівність концентрацій Н⁺+ ОН^- можлива лише в випадку повної рівності сили основи і кислоти.

Кількісно, як і процес дисоціації, гідроліз солі оцінюють за ступенем гідролізу і константою гідролізу.

число моль солі,що гідролізувалися

Ступінь гідролізу β=------------------------------------------------ .

загальне число моль солі в розчині

Як і ступінь дисоціації, ступінь гідролізу змінюється в межах від 0 до 1, або від 0 до 100%.

Ступінь гідролізу залежить від природи солі, її концентрації, температури розчину, і при цьому спостерігаються такі закономірності:

1) при розведенні розчинів гідроліз всіх типів солей зростає. Наприклад, у 0,1 н.розчині Na₂СО₃ β=4,5%, а у 0,001 н.- β=34% .

2) гідроліз всіх солей зростає з підвищенням температури розчину, так як гідроліз завжди проходить з поглинанням тепла( принцип Ле-Шательє). При нагріванні зростає дисоціація води, внаслідок чого збільшується концентрація йонів Н⁺ і ОН^- . Це, в свою чергу підсилює взаємодію йонів солі з Н⁺ і ОН^- .

3) на рівновагу процесу гідролізу впливає реакція середовища. У випадку солей, утворених сильною кислотою і слабкою основою, підкислення розчину пригнічує гідроліз. Якщо сіль утворена сильною основою і слабкою к-тою, послабити гідроліз можна додаванням у розчин лугу.

Із наведених положень випливає важливий практичний висновок – для послаблення процесу гідролізу р-ни потрібно зберігати концентрованими і при низьких температурах.

Наприклад:

Якщо з кожних трьох моль солі, розчинених у воді, 0,015 моль піддається гідролізу, то ступінь гідролізу дорівнює:

β=0,015/3=0,005; 0,005٠100=0,5%.

Ступінь гідролізу тим вища, чим слабша кислота і основа, що утворюють цю сіль.

Оскільки гідроліз солі є оборотним процесом, то до нього можна застосувати закон діючих мас і його можна характеризувати константою гідролізу К_г .

Константа гідролізу К_г – відношення добутку концентрацій продуктів гідролізу до добутку концентрацій йонів солі, що гідролізуються.

Запишемо рівняння гідролізу в загальному вигляді.

Нехай НА – кислота, МОН-основа, МА – утворена ними сіль.

Тоді рівняння гідролізу матиме вигляд:

МА+НОН↔НА+МОН.

Цій рівновазі відповідає константа:

[НА][МОН]

К_г=------------------- .

[ МА][НОН]

Концентрація води у розведених розчинах є практично сталою величиною. Позначивши К[Н₂О] = К_г , дістанемо:

[НА][ МОН]

К_г=------------------- .

[ МА]

Наприклад, запишемо рівняння гідролізу солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою:

KCN+ Н₂О↔HCN+KOH

CN^- + Н₂О↔HCN+OH^- .

У розведених розчинах концентрація води є практично сталою величиною і тому рівняння константи гідролізу цієї солі має вигляд:

[НCN][ОН^-]

К_г=------------------- .

[CN^-]

Значення константи гідролізу характеризує здатність солі гідролізуватися.

Чим більше К_г, тим більшою мірою(при однакових температурі і концентрації солі) відбувається гідроліз.

Константа гідролізу від розведення розчину не залежить.

При нагріванні розчину підвищується енергія теплового руху і ймовірність стикання йонів солі з йонами води. Константа дисоціації води і її йонний добуток, а значить, ступінь гідролізу і константа гідролізу ростуть.

Іншими словами, чим слабкіша кислота чи основа, тим більшою мірою гідролізуються її солі.

Ступінь гідролізу зростає зі зменшенням концентрації солі в розчині. Чим слабкішою є кислота(основа), що утворюється внаслідок гідролізу, тим більшою мірою гідролізує сіль.

Якщо до розчину солі, що підлягає гідролізу, додати речовину, здатну зв”язувати продукти, то згідно з принципом Ле-Шательє, рівновага зміститься в напрямку посилення гідролізу. При додаванні однойменних йонів рівновага зміщується вліво. Це практично використовують у тих випадках, якщо потрібно призупинити процес гідролізу і тим самим продовжити термін зберігання лікарських препаратів з групи солей органічних кислот або основ.

Рівновагу процесу гідролізу можна зміщувати, змінюючи температуру. Оскільки процес гідролізу є ендотермічним, то при підвищенні температури гідроліз солей посилюється.

Роль гідролізу в біохімічних процесах

Гідроліз має велике значення для багатьох процесів, які протікають в живих організмах. Наприклад, біологічна роль солей, які входять в склад крові- NaНСО₃, Na₂НРО₄ пов”язана з підтриманням сталості концентрації йонів Н⁺ (тобто певної реакції середовища). Це здійснюється шляхом зсуву рівноваги гідролізу за схемами:

НСО₃ ^- +НОН↔ Н₂СО₃ + ОН^- та НРО₄ ^2- +НОН↔ Н₂РО₄ ^- + ОН^-

Якщо в крові створюється надлишок йонів Н⁺ , вони зв”язуються йонами ОН^- і приведена рівновага зміщується вправо, а при надлишку йонів ОН^- -вліво. Завдяки цьому(а також буферній дії білкових речовин) рН крові здорової людини незначно коливається в межах середнього значення 7,4. За допомогою цього підтримується сталість рН середовища інших біологічних рідин.

Гідроліз відіграє важливу роль в обміні речовин. Біологічно активні речовини(вуглеводи, жири, білки) в організмі гідролізують під дією ферментів, які називають гідролазами. Внаслідок цього в молекулах біосубстратів розриваються певні хімічні зв”язки і утворюються простіші продукти, які на наступних стадіях беруть участь в окисно-відновних процесах. Наприклад, складні вуглеводи(полі- та олігосахариди) внаслідок гідролізу перетворюються на моносахариди: ферм.

С₁₂Н₂₂О₁₁ + Н₂О-------→С₆Н₁₂О₆ + С₆Н₁₂О₆;

Сахароза Глюкоза Фруктоза

(С₆Н₁₀О₅)_n → (С₆Н₁₀О₅)_х → С₁₂Н₂₂О₁₁ → С₆Н₁₂О₆;

Крохмаль Декстрин Сахароза Глюкоза

Жири(прості ліпіди- естери) внаслідок гідролізу утворюють гліцерин і карбонові кислоти, які входили до їх складу:

R-COOR′ + HOH→R-COOH+ R′-OH.

Макромолекули білків під дією ферментів розкладаються на пептиди, а вони, в свою чергу,- на АК, які гідролізують до утворення карбонових кислот і амінів:

R-CO-NH-R′ +HOH↔ R-COOH + R′-NH₂ .

Пептид Карб.к-та Амін

Дуже важливою для функціонування живих організмів є реакція гідролізу АТФ.