Шпаргалки по "Неорганической химии"

Например, гидроксид цинка  при взаимодействии с кислотами  ведет себя как основание:

Zn(OH)₂ + 2HCI – ZnCI₂ + 2Н₂О,

а при взаимодействии с  щелочами – как кислота:

Zn(ОН)₂+ 2NaOH → Na₂[Zn (OH)₄].

23. Буферные системы  крови.Плазма крови 

Большое значение буферные системы имеют в под–держании кислотно-основного равновесия организмов. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов характеризуются  постоянным значением рН, которое  поддерживается с помощью буферных систем. Значение рН большей части  внутриклеточных жидко–стей находится  в интервале от 6,8 до 7,8.

Кислотно-основное равновесие КО-равновесия в крови человека обеспечивается водород-карбонатной, фосфат–ной и  белковой буферными системами.

Нормальное значение рН плазмы крови составляет 7,40 ± 0 05. Этому соответствует  интервал значений активной кислотности  от 3,7 до 4,0х10-8 моль/л. Так как в крови присутствуют различные электролиты (HC0₃ –, H₂CO₃ , Н₂РО₄ –, НРО₄^2- ), белки, аминокислоты, это озна–чает, что они диссоциируют в такой степени, чтобы ак–тивность а(Н+) находилась в указанном интервале.

В связи с тем что  содержание неорганических и ор–ганических  веществ в плазме и клетках  крови неоди–наково, целесообразно  рассмотреть эти составляющие крови  отдельно.

Плазма крови

Водород-карбонатная буферная система НСО₃ –/ Н₂СО₃ состоит из угольной кислоты Н₂СО₃ и сопряжен–ного основания НСО₃ –. Это наиболее важная буфер–ная система крови. Одим из компонентов – угольная кислота Н₂СО₃ – образуется при взаимодействии раст–воренного в плазме СО₂ с водой:

СО_2(р) + Н₂О н Н₂СО₃.

где СО_2(р) – концентрация растворенного СО₂ .

Константа равновесия этой реакции:

К = [Н₂СО₃] / [СО₂]

Между СО₂ в альвеолах и водород-карбонатным буфером в плазме крови, протекающей через ка–пилляры легких, устанавливается цепочка равновесий.

Водород-карбонатная буферная система действует как эффективный  физиологический буферный раствор  вблизи рН7,4.

При поступлении в кровь  кислот – доноров Н⁺ равно–весие в цепочке по принципу Ле Шателье смещается влево в результате того, что ионы НСО₃ связывают ионы Н в молекулы Н₂СО₃ . При этом концентрация Н₂СО₃ по–вышается, а концентрация ионов НСО₃ понижается. По–вышение концентрации Н₂СО₃ приводит к смещению равновесия влево, (принцип Ле Шателье). Это вызывает распад Н₂СО₃ и увеличение концентрации СО₂ , раство–ренного в плазме. В результате смещается равновесие влево и повышается давление СО₂ в легких. Избыток СО₂ выводится из организма.

В результате водород-карбонатная  система крови быстро приходит в  равновесие с СO₂ в альвеолах и эф–фективно обеспечивает поддержание постоянства рН плазмы крови.

Таким образом, поддерживается нормальное зна–чение рН крови при  слабо выраженном сдвиге рН, об–условленном ацидозом.

В замкнутых помещениях часто  испытывают удушье (нехватку кислорода), учащение дыхания. Однако удушье связано  не столько с недостатком кислорода, сколько с избытком СО2 .

Избыток СO₂ в атмосфере согласно закону Генри при–водит к дополнительному растворению СO₂ в крови. А это приводит к понижению рН крови, т. е. к ацидозу.

Водород-карбонатная буферная система наиболее быстро отзывается на изменение рН крови. Ее буферная емкость по кислоте составляет В_к = 40 ммоль/л плазмы крови, а буферная емкость по щелочи значительно мень–ше и равна примерно В_щ = 1—2 ммоль/л плазмы крови.

24. Реакции нейтрализации 

Реакциями нейтрализации  называются обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в резуль–тате  которых образуются соль и вода.

Рассмотрим различные  типы реакций нейтрализации.

1. Нейтрализация сильного  основания сильной кис–лотой:

КОН + HNO₃ – KNO₃ + Н₂O.

Молекулярно-ионное уравнение  такой реакции Н⁺ + OН^- → Н₂O

и отрицательное значение энергии Гиббса ΔG° пока–зывают, что равновесие практически смещено  в сто–рону образования воды.

Общим случаем реакции  нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся  по силе (степени диссоциации). Эти  реакции не дохо–дят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза  соли.

2. Нейтрализация слабой  кислоты сильным основа–нием:

или в молекулярно-ионном виде:

В данном случае реакция  нейтрализации обратима. Обратима и  реакция нейтрализации слабого  основа–ния сильной кислотой:

или в молекулярно-ионном виде:

а также – слабого основания  слабой кисло–той:

или в молекулярно-ионном виде:

В данных системах равновесие сильно смещено вправо, так как  вода значительно более слабый элек–тролит, чем синильная кислота, аммиак и  уксусная ки–слота.

Реакции нейтрализации лежат  в основе метода нейтра–лизации. Этот метод используют в клинических  лабора–ториях для определения  кислотности желудочного сока, буферной емкости плазмы крови. В фармакологии его применяют для количественного  анализа неорганиче–ских кислот (соляной, серной, борной) и органических кислот (уксусной, бензойной, винной, лимонной, сали–циловой). В биофармацевтических  исследованиях методом нейтрализации  определяют рКа кислот и рКь оснований, так как по значению этих величин можно прогнозировать способность лекарственных препара–тов проходить через биологические мембраны.

Применяют кислотно-основное титрование для опре–деления рК_а аминокислот и рК_а диссоциирующих групп, входящих в белки. По кривым титрования белков, полу–ченным при двух различных температурах, можно опре–делить число карбоксильных, имидазольных и других групп. Титрование аминокислот и белков дает возмож–ность определить их изоэлектрические точки.

Под гидролизом понимают реакцию  разложения ве–щества водой.

Гидролизу могут подвергаться химические соедине–ния различных  классов: белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и т. д. В неорганической химии  чаще всего встре–чаются с гидролизом солей.

25. Гидролиз соли 

Гидролиз соли – это взаимодействие соли с мо–лекулами воды, приводящее к образованию малодис-социироваииых соединений.

Процесс гидролиза заключается  в переходе протона от молекулы воды к данному иону (СO₃^2- + НОН * НСO_3–+ ОН^- ) или от данного иона, в том числе от гидратиро-ванного катиона металла, к молекуле воды.

В зависимости от природы  соли вода выступает ли–бо как  кислота, либо как основание, а соль является соответственно сопряженным  основанием или сопря–женной кислотой.

Возможны четыре варианта гидролиза в зависимо–сти от типа соли.

1. Соли, образованные сильной  кислотой и слабым основанием:

2. Соли, образованные сильным  основанием и сла–бой кислотой:

CH₃COONa + НОН → СН₃СOOН + NaOH.

3. Соли, образованные слабой  кислотой и слабым основанием.

Цианид аммония гидролизуется  по реакции:

4. Соли, образованные сильной  кислотой и сильным основанием.

NaCl, KNO3 гидролизу не подвергаются. Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболоч–кой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.

Все рассмотренные случаи гидролиза касались солей, образованных однокислотными основаниями и одно–  основными кислотами. Соли многоосновных  кис–лот и многокислотных оснований  гидролизуются ступенчато, образуя  при этом кислые и основные соли.

Количественно гидролиз как  КО-равновесие характе–ризуется степенью гидролиза и константой гидролиза.

Степень гидролиза  измеряется отношением коли–чества  гидролизованного вещества к общему коли–честву растворенного вещества.

Степень гидролиза зависит  от природы соли, ее кон–центрации  и температуры. Согласно закону действую–щих масс степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Так, при  концентрации

Na₂CO₃ 0,001 моль/л степень гидролиза составляет 34%.

В общем случае справедливы  следующие законо–мерности.

1. Гидролиз соли должен  усиливаться с повыше–нием температуры  и разбавлением раствора.

2. При обратимом гидролизе  в соответствии с прин–ципом  Ле Шателье процесс должен  подавляться при подкислении  (если эта соль образована сильной  кис–лотой и слабым основанием, накапливаются ионы Н) или при  подщелачивании (если соль образована  сла–бой кислотой и сильным  основанием, накапливаются ионы  ОН).

3. Гидролиз солей, в  результате которого образуются  малорастворимые или газообразные  продукты, удаляю–щиеся из сферы  реакции (принцип смещения равнове–сия), необратим. Например, гидролиз Pb(SO₄)₂ проте–кает полностью вследствие образования осадка PbO₂:

Pb(SO₄)₂ + 2Н₂O → PbO₂ + 2H₂SO₄.

Гидролиз характерен для  многих классов неоргани–ческих  и органических соединений. Гидролиз неорга–нических соединений важен  для оценки их токсично–сти. Гидролиз органических соединений применяют  для получения ценных продуктов  из древесины, жиров, эфиров и иного, но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.

26. Реакция осаждения  и растворения 

К обменным реакциям, протекающим  в растворе элект–ролитов, относятся  реакции осаждения и растворения.

Реакции осаждения сопровождаются выпадени–ем осадков.

Реакции, сопровождающиеся растворением осадков, называются реакциями  растворения.

Широко используют системы, состоящие из осадка труднорастворимого электролита и насыщенного раст–вора  над ним. В таких системах между  насыщенным раствором и осадком  устанавливается динамическое равновесие. Вследствие низкой растворимости концен–трация  труднорастворимого электролита в  растворе очень мала, поэтому можно  считать, что в растворе он полностью  диссоциирован. Иначе говоря, динамиче–ское  равновесие в насыщенном растворе устанавлива–ется между твердой фазой вещества и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе AgCl имеет место равновесие:

AgCl(_T) → Ag⁺_(p) + Cl^-_(р).

Концентрация твердой  фазы AgCl как величина по–стоянная  из выражения для константы равновесия ис–ключается. Вследствие этого константа  равновесия определяется только произведением  концентраций ио–нов в растворе и  называется константой или произведе–нием растворимости. В общем случае для  электролита Ktn Anm константа растворимости определяется стехио-метрическим произведением концентраций ионов:

К_пр= [Kt^m+ ]ⁿ[Anⁿ–]^m

Эта величина характеризует  растворимость электро–лита при  постоянной температуре в отсутствие посто–ронних веществ.

Постоянство К_пр не означает постоянства кон–центраций отдельных ионов в растворе. Так, можно увеличить концентрацию ионов Ag в насыщенном раст–воре AgCl, добавив, например, AgNO₃ , при этом равно–весие по принципу Ле Шателье сместится влево, что приведет к увеличению скорости осаждения ионов. Через некоторое время скорости растворения AgCl и осажде–ния ионов Ag и Cl сравняются. Вновь установившееся равновесие будет, как и прежде, характеризоваться ве–личиной К_пр(AgCl), но равновесные концентрации ио–нов Ag и Cl изменятся.

Таким образом, на основе К_пр можно прогнозиро–вать образование и растворение осадков электроли–тов на основе двух правил.

1. Электролит выпадает  в осадок, когда стехиомет-рическое  произведение концентраций его  ионов в раст–воре больше константы  растворимости.

2. Осадок электролита  растворяется, когда стехио-метрическое  произведение концентраций составляю–щих  его ионов в растворе становится  меньше констан–ты растворимости.

Реакции осаждения лежат  в основе метода осажде–ния, который  применяется в количественном анализе  фармацевтических препаратов. Метод  осаждения ис–пользуется в клиническом  анализе хлоридов в моче, желудочном соке, крови, в санитарно-гигиенической  практике – при анализе питьевой воды. Ученые счи–тают, что различная  растворимость природных соеди–нений  элементов в воде оказала большое  влияние на их содержание в живых  организмах. Между раствори–мостью  соединений в воде и токсическим  действием ионов ряда элементов  имеется тесная взаимосвязь. Например, введение Al₃ + в организм вследствие обра–зования малорастворимого фосфата алюминия AlPO4

27. Окислительно-восстановительные  реакции 

Одним из основных понятий  неорганической химии является понятие  о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении на–зывается формальный заряд атома элемента, вычис–ленный из предположения, что валентные  электроны переходят к атомам с большей относительной электро–отрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле сое–динения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или «  – » перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или «  – » после цифры, например Cl^-,Са²⁺.

Применяют также метод  Штока обозначения степе–ни окисления  римскими цифрами после символа  эле–мента: Mn (VII), Fe (III).

Вопрос о знаке степени  окисления атомов в молеку–ле  решается на основании сопоставления  электро-отрицательностей связанных  между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с мень–шей электроотрицательностью имеет  положительную степень окисления, а с большей электроотрицатель–ностью – отрицательную.

Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления  с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться  нулю и не имеет знака « + » или  « – ». Степень окисления может  иметь как положительное, так  и отри–цательное значение, а также  принимать нулевое и да–же  дробное значение. Так, в молекуле СO₂ степень окисления С равна +4, а в молекуле СН₄ степень окисления С равна –4. Валентность же углерод4 а и в том, и в другом соединении равна IV.