Врезультате количество кислот (в первую очередь Н2СО3) снижается и тканевое пространство подщелачивается.

Влегких после удаления углекислого газа (угольной кислоты) происходит защелачивание крови.

Влегких (в щелочной среде):

H-Нb + O2 → [ H-НbO2] → НbO2 + H+

Взаимосвязь гемоглобиновой буферной системы с бикарбонатной буферной системой:

СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 ↔ НСО3– + Н+

↨

НbO2 + Н+ ↔ H-НbO2 ↔ H-Нb + O2

Таким образом, буферные системы имеют важнейшее значение для жизнедеятельности организма. Они определяют постоянство кислотности различных биологических жидкостей (крови, лимфы, межклеточных жидкостей).

Вопрос № 24. Произведение растворимости. Условие образования осадка

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.

Если электролит растворяется в воде мало, то быстро наступает равновесие: вещество в осадке– ионы вещества в насыщенном растворе. Например:

Константа равновесия такого гетерогенного процесса называется

произведением растворимости (ПР) и в отсутствии других сильных электролитов записывается следующим образом:

43

Например, для ортофосфата кальция:

Ca3(PO4)2 ↔ 3Ca2+ + 2PO43– (уравнение диссоциации),

ПР Ca3(PO4)2 = [Ca2+]3 · [PO43–]2,

где [Ca2+]3 и [PO43–]2 – равновесные молярные концентрации соответствующих

ионов в насыщенном растворе. Концентрации ионов в выражении ПР возводят в степени коэффициентов, если они есть.

Произведение растворимости (ПР) – произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости – величина постоянная.

ПР характеризует растворимость твердого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей (например, СаСО3 и ВаSO4), большей растворимостью обладает та соль, у которой значение ПР больше. Но нельзя сравнить растворимость, например, AgCl и Ag3PO4, так как эти соли при диссоциации дают разное число ионов.

Условие образования осадка.

1. Если в растворе соли произведение концентраций ионов больше величины ПР, то соль выпадает в осадок. Например:

СаСО3 ↔ Са2+ + СО32–

[Са2+] ∙ [СО32-] ˃ ПР

2. Если в растворе соли произведение концентраций ионов меньше величины ПР – осадок не образуется:

[Са2+] ∙ [СО32–] < ПР Таким образом, в ненасыщенном растворе произведение концентраций

ионов меньше ПР, в насыщенном растворе они равны, в пересыщенном растворе произведение концентраций ионов больше ПР. Можно ненасыщенный раствор какого-либо электролита сделать насыщенным и даже пересыщенным, если к нему прибавить сильный электролит с одноименным ионом. Например, если к ненасыщенному раствору СаСО3 добавлять понемногу раствор Na2CO3, то ионное произведение постепенно достигнет ПР и затем превысит его. Начнется выпадение осадка СаСО3.

Вывод. Растворимость труднорастворимого электролита понижается при введении в его раствор какого-либо сильного электролита с одноименным ионом.

44

Вопрос № 25. Реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей

Гидролиз – обменная реакция ионов соли с молекулами воды, в результате которой образуется слабый электролит. В отличие от гидратации, которая также представляет собой процесс взаимодействия ионов или молекул с водой, при гидролизе происходит разрушение молекулы воды. Для большинства солей гидролиз – процесс обратимый. Когда продукты гидролиза уходят из сферы реакции (выделяется газ и выпадает осадок), гидролиз протекает необратимо:

Al2S3 + H2O → Al(OH)3↓ + H2S↑

Гидролиз всегда идёт по слабому иону.

Случаи гидролиза:

1)Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.е. их ионы не образуют слабых электролитов с водой. При этом раствор имеет нейтральную реакцию, рН = 7.

2)Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой – гидролиз идет по аниону. рН > 7 (среда щелочная).

Например, гидролиз соли K2CO3.

Уравнения реакций гидролиза в ионном виде: I. CO32– + HOH = HCO3– + OH–

II. HCO3– + HOH = H2CO3 + OH–

Молекулярный вид:

I. K2CO3 + H2O = КHCO3 + КOH

II.КHCO3 + H2O = H2CO 3 + КOH

3)Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой – гидролиз

идет по катиону, рН < 7 (среда кислая). Например, гидролиз соли CuCl2.

Уравнения реакций гидролиза в ионном виде:

I.Cu2+ + HOH = CuOH+ + H+

II. CuOH+ + HOH = Cu(OH)2 + H+

Молекулярный вид:

I. CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl

II. CuOHCl + H2O = Cu(OH)2 + HCl

45

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой – случай полного гидролиза (и по катиону, и по аниону). рН≈7 (может быть слабощелочной или слабокислой).

Например, гидролиз соли CH3COONH4. Уравнения реакций гидролиза в ионном виде:

Степень и константа гидролиза.

В большинстве случаев гидролиз соли идёт не до конца, а до состояния равновесия в реакции. Следовательно, только определённая часть соли подвергается гидролизу (исключение, соли слабых кислот и слабых оснований – полный гидролиз). В этом случае говорят о степени гидролиза.

Степень гидролиза (h) – отношение числа гидролизованных молекул соли (nгидр) к общему их числу (Nо):

h = nгидр / N0 .

Константа гидролиза (Кг) характеризует способность вещества к гидролизу при данных условиях. Она выражается: Кг = [НА] [МОН] / [МА].

Константа гидролиза и степень гидролиза связаны между собой уравнением, аналогичным по форме уравнению разбавления Оствальда для константы и степени диссоциации:

В случае низкой степени гидролиза ( h << 1): Кг = h2 ∙ C , следовательно,

h = √Кг / Ссоли .

Факторы, влияющие на степень гидролиза

Влияние концентрации. Если в систему, где протекает реакция гидролиза и установилось равновесие МА+Н20 <=> НА+МОН, добавить воду, то в соответствии с принципом Ле Шателье-Брауна равновесие сдвинется вправо, в сторону продуктов гидролиза. Следовательно, разбавление раствора приводит к увеличению степени гидролиза соли.

46