 |
Ионная теория кислот и оснований
|
|
|
|
Кислотно-основное равновесие в
Биологических жидкостях
Все химические соединения по их способности проводить электрический ток разделяют на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты – это вещества, которые проводят электрический ток как в расплавленном состоянии, так и в растворах. К ним принадлежат некоторые основания и соли, которые в твердом состоянии состоят из ионов, например KCl, NaCl, LiF, CaCl2, KOH, NaOH и др., и вещества, которые образуют ионы при растворении их в воде (аммиак, фтороводород, органические кислоты и тому подобное). В воде электролиты диссоциируют на катионы и анионы, которые взаимодействуют как с водой, так и между собой.
Электролиты играют очень большую роль в жизнедеятельности организма, потому что все физиологические жидкости (желудочный сок, плазма крови, внеклеточная, внутриклеточная, спинномозговая жидкости, секреты желез) являются растворами электролитов. С наличием этих соединений связано определенное значение осмотического давления и рН среды биожидкостей. Электролиты способны удерживать воду в виде гидратов, противодействуя обезвоживанию организма. Концентрация электролитов в физиологических жидкостях влияет на растворимость белков
аминокислот и низкомолекулярных соединений.
В плазме крови содержание катионов, в основном макроэлементов – Na+, K+, Ca2+, Mg2+, составляет в среднем 154 ммоль/л. На неорганические анионы: Cl-, HCO3-, H2PO42- и SO42- приходится приблизительно 133 ммоль/л, а остальные 21 ммоль/л – это анионы органических кислот и макроионы белков.
Значительную роль в функционировании организма играют также полиэлектролиты. Полиэлектролиты – это белки, которые принадлежат к высокомолекулярным соединениям, способным к диссоциации в водных растворах. Наличие в молекулах этих соединений карбоксильной группы –СООН предоставляет им кислотных свойств, а аминогруппы –NH2 – основных.
|
|
|
Следовательно, для понимания многих биологических явлений необходимо знать закономерности, которым подчиняются растворы электролитов, уметь количественно охарактеризовать равновесные процессы, которые происходят при условиях физиологичной среды организма, а именно – электролитическую диссоциацию, реакции протолиза, и гидролиза, образования и растворения осадков, образования и разрушения комплексных соединений.
Для любой обратимой химической реакции можно записать математическое выражение ее константы равновесия в общем виде:
mА + nВ = pС + dD
[С]p·[D]d
Кр = [А]m·[В]n
Однако каждый тип равновесного процесса, который будем рассматривать в данном разделе, характеризуется своей константой равновесия.
Электролитическая диссоциация сильных и
Слабых электролитов
Молекулы неорганических веществ распадаются под действием растворителя на меньшие частицы. Такое утверждение впервые выразил шведский физико-химик С.Аррениус, который в 1887 г. обосновал теорию электролитической диссоциации.
В основу этой теории положены такие положения:
а) растворение электролита сопровождается его распадом на заряженные частицы – ионы, которые разделяют на катионы и анионы;
б) диссоциация – это процесс обратимый. Одновременно с ионизацией происходит ассоциация молекул, или моляризация;
в) ионы образуют с водой неустойчивые соединения, которые называют гидратами, а с неводородными растворителями – сольватами, причем процессы диссоциации и гидратации (сольватации) происходят одновременно.
Электролитической диссоциацией называют расщепление соединения на ионы в результате ее взаимодействия с растворителем.
|
|
|
В процессе диссоциации образуются не свободные ионы, а их комплексы с молекулами воды, то есть гидратированные ионы. Однако, в уравнениях электролитической диссоциации для упрощения пишут преимущественно символы простых, а не гидратированных ионов.
Согласно с теорией электролитической диссоциации С.Арениуса определения кислот и оснований такое:
кислоты – это электролиты, которые дисоциируют с образованием катионов водорода Н+ и анионов кислотного остатка:
НАn ⇄ Н+ + Аn-.
Ионы водорода в водной среде не существуют, ибо они мгновенно присоединяются к молекулам воды (гидратируются) с образованием ионов гидроксония Н3О+:
Н+ + Н2О ⇄ Н3О+.
Но для упрощения мы будем пользоваться понятиям ион водорода, хотя в действительности в водных растворах таких ионов нет.
Основания – это электролиты, которые в процессе диссоциации образуют гидроксид-ионы ОН- и катионы металла или аммония:
KtOH ⇄ Kt + + OH-;
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-.
Средние соли диссоциируют на катионы и анионы.
Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации та константа диссоциации Кд.
Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, что продисоциировали. К общему числу молекул электролита:
= n/N, или = n/N· 100%
где n – число продиссоциировавших молекул, N – общее число молекул электролита.
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации вещества и температуры. Поэтому сравнивать электролиты по величине степени диссоциации можно только при одинаковой концентрации и температуре.
По значению степени диссоциации различают:
– сильные электролиты - ‑ 0,3 (30%)
– электролиты средней силы – 0,3 ‑? ‑ 0,03
– слабые электролиты - ‹ 0,03 (3%).
Сильные электролиты. К ним зависят сильные кислоты, основы щелочных и щелочноземельных металлов и подавляющее большинство растворимых в воде солей. Растворы сильных электролитов за физико-химическими свойствами отличаются от растворов слабых электролитов. Экспериментальные данные доказали, что в растворах сильных электролитов все молекулы распадаются на ионы.
Ионная сила является важной характеристикой растворов электролитов, в первую очередь тех, что используются как кровезаменители; их ионная сила должна равняться ионной силе плазмы крови, то есть 0,15 моль/л. В биохимических исследованиях, изменяя ионную силу растворов, увеличивают или уменьшают растворимость белков и аминокислот, что используется для их разделения на фракции.
|
|
|
Слабые электролиты. К ним относятся уксусная кислота, хлоратная кислота гидроксид аммония, вода и перекись Водорода. Некоторые слабые органические кислоты являются очень слабыми и обнаруживают низкую кислотность, которую нельзя определить посредством кислотно-основных индикаторов.
С ионной средой организма связаны редокс-процессы. От содержания ионов зависит величина осмотического давления плазмы крови, спинномозговой жидкости. От природы и состояния ионов растворов зависит проницаемость клеточных мембран.
В нормальном состоянии водно-солевой состав систем организма поддерживается на одном уровне за счет работы почек, печени, кишечника, потовых желез и др.
Ионное произведение воды.
Количественная мера кислотности среды.
Чистая вода принадлежит к слабым електролитам. Она плохо проводит электрический ток. При температуре 25⁰ С константа диссоциации воды равна 1,8 · 10-16. Это означает, что диссоциирует незначительное число молекул воды (из 550млн молекул распадается на ионы только одна).
H2O ⇄ H+ + OH–
Константа диссоциации воды равна 1 · 10 -14. Указанную константу для воды называют ионным произведением воды.
При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН-, следовательно, в чистой воде концентрация этих ионов должны быть одинаковы: [ H+ ] = [ OH– ]. Используя значение ионного произведения воды, находим:
[ H+ ] = [ OH– ] = √10-14 = 10-7моль/л
Такова концентрация ионов H+ и OH– в чистой воде. Рассмотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например соляной кислоты. Соляная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в воде на ионы Н+ и Cl-. Следовательно, концентрация ионов Н в растворе будет увеличиваться. Однако ионное произведение воды от концентрации не зависит, поэтому при увеличении [ H+ ] должна уменьшаться [ OH– ].
|
|
|
Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ OH– ] увеличится, а [ H+ ] уменьшится. Таким образом, концентрации катионов и анионов воды взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.
Концентрации ионов водорода, выраженные в молях на 1 л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначаемая рН. Водородным показателем называют отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
рН = –lg [Н+].
Таким образом, если, например, концентрация ионов водорода равна 10-5 моль/л, то –lg 10-5 = 5. Значит, рН = 5.
Если рН находится в интервале от 0 до 3, то среда будет считаться сильнокислой. Если рН будет в интервале от 4 до 6, то среда – слабокислая. При рН равной 7, - среда нейтральная, а выше – слабощелочная и сильнощелочная.
Нужно отметить, что рН среды преимущественно изменяется в интервале от 0 до 14. Однако в растворах сильных кислот рН может быть отрицательной величиной. А в растворах сильных оснований – значение рН может быть больше, чем 14.
Водородный показатель растворов сильных и слабых электролитов можно вычислить теоретически, если известна концентрация ионов водорода или гидроксид-ионов, или определить экспериментально при помощи приборов, которые называются рН-метрами. Для приблизительной оценки рН растворов используют кислотно-основные индикаторы.
При температуре 37ºС кислыми являются растворы с рН ≤ 6,8, а щелочными являются растворы с рН ≥ 6,8.
Для многих процессов величина рН играет большую роль. Так, рН крови человека 7,36. Изменение рН на 0,2 приводит к тяжелым болезням, летальному исходу.
Величина рН является важной характеристикой всех физиологических жидкостей, от значения которой зависит функция клеток, тканей, органов и организма человека в целом. Желудочный сок, кровь, слюна, сок поджелудочной железы и другие жидкости характеризуются определенным значением рН, которое в норме может изменяться в узком интервале. Отклонения значений рН от нормы приводит к возникновению патологических состояний организма, поскольку ионы водорода и гидроксид-ионы определяют структуру и биологические функции белков, нуклеиновых кислот, активность ферментов и других клеточных компонентов организма.
Ионная теория кислот и оснований
Согласно с теорией электролитической диссоциации, общие свойства кислот обусловлены наличием в растворах ионов водорода, а оснований – гидроксид-ионов.
|
|
|
Для количественной оценки процесса диссоциации слабых кислот и оснований используют константу диссоциации Кд.
Впервые водородную теорию кислот выдвинули Дэви и Дюлонг. А созданная с.Аррениусом теория электролитической диссоциации лишь подтвердило и уточнило эту теорию. А затем Брэнстед и Лоури предложили теорию, в которой кислоты и основания определяли с одной позиции, по одному признаку. Как и ранее, они определяли кислоту как вещество, способное отщеплять протон. Однако в отличие от предыдущей теории. За основание они принимали вещество, способное принимать протон. От слова
«протон» эта теория была названа протолитической.
СН3СООН ⇄ Н+ + СН3СОО¯
кислота основание
NH3 + H+ ⇄ NH4+
основание кислота
Поскольку ацетат-ион СН3СОО¯ способен принимать протон с образованием моляризованной формы уксусной кислоты СН3СООН, то он тоже является основанием. Ион аммония NH4+ способен отщеплять протон с образованием NH3 , следовательно, он является кислотой. Таким образом, с точки зрения протолитической теории, с каждой кислотой сопряжено основание, а с каждым основанием сопряжена кислота. Естественно, чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное с ним основание и наоборот.
Ограниченность протолитической теории заключается в том, что понятие кислоты связывается только с донорами протонов. Нейтрализовывать же основания, то есть проявлять кислотные свойства, могут и такие вещества, как BF3, AlCl3, SnBr4. Этот недостаток протолитической теории был устранен американским ученым Льюисом в созданной им электронной теории кислоти оснований. В ее основе лежат представления о донорах и акцепторах электронных пар. С точки зрения электронной теории кислотой является вещество, способное принимать электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару для образования химической (донорно-акцепторной) связи.
Таким образом, с точки зрения электронной теории образование донорно-акцепторной химической связи, а следовательно, и образование комплексных соединений является результатом кислотно-основного взаимодействия.
Гидролиз солей
В химической практике часто приходится встречаться с такими факторами. Когда растворы разных средних солей, которые не содержат в своем составе ни ионов водорода, ни гидроксид-ионов, имеют кислотную, щелочную или нейтральную реакцию среды. Эти факты можно пояснить процессом гидролиза, то есть взаимодействием соли с водой.
Нужно отметить, что с процессами гидролиза и растворения связано поддержание на определенном уровне кислотности крови и других физиологических жидкостей. Действие медицинский препаратов, принадлежащим к солям, также обусловлено их кислотно-основными свойствами, способностью к гидролизу в условиях физиологической среды организма. Гидролитические процессы также необходимо учитывать и при хранении медикаментов и при их назначении в комплексе с другими лекарственными средствами.
Гидролизом называют обменную реакция соли с водой, которая приводит к образования слабых электролитов.
Любую соль по теории Аррениуса можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Соли образованы разными по силе кислотами и основаниями, поэтому все соли подразделяют на четыре группы:
1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. Такие соли не подлежат гидролизу. Поскольку ионы этих солей не образуют с водой слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не нарушается и концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов остается такой же, как и в чистой воде. Поэтому водный раствор такого типа имеет нейтральную реакцию среды (рН = 7).
2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. Например: KСlO, Na2CO3, CH3COONa, NaCN, Na2S, K2SiO3.
Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:
CH3COONa + H2O ⇄ CH3COOH + NaOH
В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:
СН3СОО¯ + Н2О ⇄ СН3СООН + ОН¯
Следовательно, раствор СН3СООNa будет проявлять щелочную реакцию.
Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. Говорят, что такие соли гидролизуются по аниону.
3. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Например: Al2(SO4)3, FeCl2, CuBr2, NH4Cl.
Рассмотрим гидролиз хлорида железа (П):
FeCl2 + H2O ⇄ Fe(OH)Cl + HCl.
В ионном виде этот процесс можно записать так:
Fe2+ + H2O ⇄ Fe(OH)+ + H+.
Во второй ступени гидролиз протекает следующим образом:
Fe(OH)+ + H2O ⇄ Fe(OH)2 + H+.
По уравнению гидролиза видно, что в растворе накапливаются катионы водорода, т.е. раствор приобретает кислую реакцию. Гидролиз идет по катиону.
4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Например: Al2S3, Cr2S3, CH3COONH4, (NH4)2CO3. При растворении в воде таких солей образуются слабодиссоциирующие кислота и основание:
CH3COONH4 + H2O ⇄ CH3COOH + NH4OH
или в ионном виде:
CH3COO¯ + NH4+ + H2O ⇄ CH3COOH + NH4OH.
Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Так, при гидролизе CH3COONH4 реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония больше константы диссоциации уксусной кислоты.
|
|
|
