1.3.7. Растворы слабых электролитов.

ЭД слабых электролитов — процесс обратимый:

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺.

Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие можно количественно выразить величиной константы ЭД:

К_д (CH₃COOH) = [H⁺] [CH₃COO^-]/ [CH₃COOH] ,

где [H⁺], [CH₃COO^-], [CH₃COOH] – равновесные молярные концентрации ионов и молекул электролита в растворе.

К_д не зависит от концентрации электролита, а определяется природой вещества, природой растворителя (с увеличением диэлектрической проницаемости - возрастает); температурой (при повышении температуры - увеличивается).

Степень ЭД слабого электролита при разбавлении раствора увеличивается обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концен­трации (c). Степень ЭД ( ) и константу ЭД связывает закон разбавления разбавления Оствальда:

= К_д .

Слабые многоосновные кислоты и слабые многокислотные основания диссоциируют в несколько этапов (ступенчато):

I cтупень: Н₂СО₃ Н⁺ + НСО

К_Д1= ;

II ступень: HCO H⁺ + CO

К_Д2 =

Суммарно ЭД H₂CO₃ 2H⁺ + CO можно выразить общепринято:

К_Д(общ) = .

Для любого слабого электролита каждая следующая ступень имеет меньшее значение К_Д: К_Д1 >>  К_Д2 >> К_Д3 и т.д.

При вычислении рН раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию данного вещества и константу его диссоциации:

для слабой кислоты НА:

[Н⁺] = √К_ас(HA),

рН = –lg [H⁺] = 1/2(pKa - lg с(HA);

для слабого основания BОН:

[OH^-]= √К_bC(B), [Н⁺] = 10^-14 / [ОН^-],

рН= 14 – рОН= 14 – ½(рК_b – lg с (B)).

1.3.8. Теории кислот и оснований.

В настоящее время не существует определения кислоты и основания, которые можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики в водных растворах многих электролитов можно использовать понятия, данные Аррениусом. Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н⁺, основанием - ионов ОН^-, амфолитом – как Н⁺, так ОН^—ионов. Однако, такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов. Ограниченность теории Аррениуса доказывает, например, что NH₃ не содержит иона ОН^-, молекула СО₂ иона Н⁺, а проявляют свойства основания и кислоты соответственно. Многие электролиты в одних растворителях диссоциируют как кислоты, в других – как основания (СН₃СООН в воде и в НF). Исследование такого типа реакций, особенно в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури предложили общую протолитическую теорию кислот и оснований. Согласно этой теории: кислота – молекула или ион, способные отдавать ка­тион водорода (протон). Кислота – донор протонов:

H₃O⁺↔H₂O+H⁺

Основание — молекула или ион, способные присоединять катион водорода. Основание – акцептор протонов:

NH₃ +Н⁺ ↔ NH₄⁺

Согласно протонной теории отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. кислота1 ↔ сопряженное основание1 + Н⁺

Наоборот, основание, принимая протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. Основание2 +Н⁺ ↔ сопряженная кислота2

Например, кислоте Н₂SO₄ соответствует основание HSO₄^-; основанию Cl^- кислота HCl.

Так как протон не существует в свободном виде, то кислота может отдать протон основанию, которое становится кислотой и, таким образом, наблюдается кислотно-основное равновесие, обусловленное переносом протона:

кислота 1 + основание 2↔кислота 2 + основание 1.

Реакции нейтрализации, гидролиза, ионизации являются частными случаями кислотно-основного равновесия.

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать про­тон, сила ки­слот в водных растворах уменьшается в ряду:

Н⁺> HClO₄>HCl> H₂SO₄> HNO₃> H₃PO₄>CH₃COOH>H₂CO₃>H₂S>HCN.

Cила основания определяется его способностью присоеди­нять протон и уменьшается в ряду:

OH^->KOH>NaOH>Ca(OH)₂>CH₃NH₂>NH₃>C₆H₅NH₂

Существуют соединения - амфолиты — молекулы или ионы, способные как отда­вать, так и присоединять протон, а следовательно, вступать в реакции, характерные как для кислот, так и для оснований. Амфолит проявляет свойства кислоты или основания в зависимости от того, с какими веществами он взаимодействует. Амфолитами являются: гидроксиды амфотерных металлов (Zn(OH)₂, Al(OH)₃), гидроанионы многоосновных кислот (HCO₃^-, HPO₄^2-), молекулы, содержащие различные кислотно-основные группы (аминокислоты, белки)

Ограниченность протолитической теории состоит в том, что она не может объяснить кислотные свойства не содержащих водород галогенидов бора, алюминия, кремния, олова.

Наиболее общей является электронная теория кислот и оснований Льюлиса, имеющая следующие положения.

Кислотой называется вещество, принимающее электронные пары (акцептор электронов), основанием - донор электронов:

Основание: ОН^- ↑↓ + Н⁺ = ↔ НО↑↓Н

NH₃ ↑↓ + HCl = [NH₃↑↓H]⁺ Cl^-

(CH₃)N↑↓ + BCl₃ = (CH₃)N↑↓ BCl₃

Таким образом, теория Льюлиса рассматривает как однотипные реакции нейтрализации в водном растворе, комплексообразование и взаимодействие аминов с галогенидом бора. К кислотам Льюлиса относятся галогениды бора, алюминия, кремния, олова и др. К основаниям Льюлиса относятся галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины.

Водно-электролитный баланс поддерживается в организме за счет определенного химического состава внутри- и межклеточных жидкостей, физико-химических процессов (гидрата­ция, диффузия, осмос, проницаемость мембран), а также в ре­зультате физиологических процессов, изучаемых в курсах физиологии.

Вопросы для самоконтроля:

1. Перманганатом калия можно лечить змеиные укусы при отсутствии специальной сыворотки. Для этого в место укуса вводят шприцем 0,5 – 1,0 мл 1%-го раствора KMnO₄. Рассчитайте массу перманганата калия и объем воды, необходимые для приготовления 75 мл такого раствора, имеющего плотность 1,006 г/мл.

2. Содержание ионов К⁺ в сыворотке крови в норме колеблется от 16 до 19 мг. Вычислить содержание ионов К⁺ в сыворотке крови в моль/л (ρ=1,025г/мл).

3. Раствор Люголя, применяющейся в ЛОР – практике для смазывания слизистой оболочки полости рта и горла, содержит 17 мл воды, 1 г йода и 2 г йодида калия. Рассчитайте массовые доли йода и иодида калия в растворе Люголя.

4. «Йодную настойку» обычно считают спиртовым раствором йода. На самом деле она содержит 5 г йода, 2 г йодида калия и 50 мл 96%-го этилового спирта на каждые 50 мл воды. Для чего в йодную настойку добавляют йодид калия

5. Определить [Н⁺] и [ОН^–] раствора при 25С, если рН = 2,97.

6. Чем обусловлена особая роль воды в жизнедеятельности человека?

7. Объясните причину гипоксии, возникающей у альпинистов в горах? Каким образом можно бороться с таким видом гипоксии?

8. Как влияет природа химической связи на диссоциацию веществ?

9. Почему электролиты не диссоциируют в неполярных органических растворителях?

10. При консервировании продуктов на зиму используют достаточно концентрированные растворы соли в воде. Рассчитайте осмотическое давление 15 % раствора поваренной соли в воде (ρ = 1,1 г/мл) при комнатной температуре и ответьте на вопрос: что произойдет с клетками микроорганизмов в таком растворе? Почему?

11. Наличием каких веществ обусловлено осмотическое давление крови человека? Каким образом регулируется постоянство осмотического давления?

12. Можно ли раствор содержащий 0,5 г хлорида натрия, 0,1 г хлорида калия и 0,4 г гидрокарбоната натрия в 100 мл использовать в качестве плазмозамещающего?

13. Рассчитать рН 0,2 М раствора гидроксида аммония, если степень его диссоциации в таком растворе равна 1%.

14. Рассчитать ионную силу плазмы крови, если концентрации ионов, входящих в ее состав следующие: Na⁺ - 145 ммоль/л; К⁺ - 4,3 ммоль/л; Сl^- - 102 ммоль/л; Са²⁺ - 1,15 ммоль/л; Mg²⁺ - 1,15 ммоль/л; РО₄^3- - 1,48 ммоль/л.

15. Можно ли в кровь вводить раствор, содержащий помимо всех прочих ионов 20 ммоль/л ионов кальция, если в крови уже имеется 102 ммоль/л ионов кальция и 1,48 ммоль/л фосфат-ионов? ПР(Ca₃(PO₄)₂) = 2∙10^-29.

16. Назовите сопряженные кислоты для: Н₂О, Br^-, HPO₄^2-, NH₃, CO₃^2-, OH^-.