19. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза
Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):
CO32− + H2O = HCO3− + OH− Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH (раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+ CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl (раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ) Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S (равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).
Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.
Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр); α = (cгидр/cобщ)·100 % где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
Является количественной характеристикой гидролиза.
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.
Выведем уравнение константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции будет иметь вид:
или 
Так
как концентрация молекул воды в растворе
постоянна, то произведение двух
постоянных 
можно
заменить одной новой — константой
гидролиза:
Численное
значение константы гидролиза получим,
используя ионное
произведение воды 
и константу
диссоциации азотистой
кислоты 
:
подставим в уравнение константы гидролиза равна:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
,
где Ka —
константа диссоциации слабой кислоты,
образующейся при гидролизе
для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
,
где Kb —
константа диссоциации слабого основания,
образующегося при гидролизе
для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
20. Буферное действие – основной механизм протолитического гомеостаза в организме. Механизм действия буферных систем. Зона буферного действия и буферная ёмкость. Расчёт рН буферных систем.
Буферные системы – это растворы, обладающие способностью сохранять постоянство рН среды при разбавлении, а также при добавлении небольших количеств сильной кислоты или щелочи. рН венозной крови 7,36 артериальной – 7,4 Буферная система состоит из донора протонов (кислоты) и акцептора (сопряжённого основания). Наиболее распространены: 1. Слабая кислота и соль этой кислоты и сильного основания (ацетатный, гидрокарбонатный , цитратный – это с лимонной кислотой) 2. Кислая и средняя соли слабой многоосновной кислоты (фосфатный) 3. Две кислые соли слабой многоосновной кислоты (фосфатный) 4. Слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (аммиачный) 5. Ионы и молекулы амфолитов (белки и аминокислоты) рН буферной смеси зависит только от соотношения компонентов и не зависит от концентрации. Протоны добавленной кислоты будут связываться с основанием, а гидроксид-анионы добавленного основания – с кислотой буф. Смеси. Предел действия ограничен количеством компонентов буферной смеси. Мерой буферного действия количественно характеризующей способность буферных систем противодействовать смещению активной реакции среды – буферная ёмкость. Буферная ёмкость равна числу молей эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое нужно добавить к 1 л буф. Смеси, чтобы его рН изменился на 1. Буф. Ёмкость зависит от: Концентраций компонентов раствора. Соотношения концентраций. Чем соотношение ближе к 1, тем больше ёмкость.