Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы

растворов, в неводных растворителях она несостоятельна.
Например,

NH4Cl, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода:
NH3
2NH4Cl + Ca = 2NH3 + CaCl2 + H2.

Мочевина CO(NH2)2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке – свойства кислоты, а ее водные растворы – нейтральны.

В связи с этим была выдвинута протолитическая теория, позволившая расширить класс кислот и оснований.

(Теория Бренстеда-Лоури)

Кислота – молекула или ион, способные отдавать

Н+ (протон). Кислота – донор протонов.

Основание - молекула или ион, способные присоединять Н+ (протон). Основание – акцептор протонов.

ними процессами протолиза - обмена протонами.



Реакция обратима, что приводит

всю систему в состояние протолитического равновесия.

Cr); гидроанионы многоосновных кислот (НСО3-, НРО42-, Н2РО4-); аминокислоты

Например, для воды:
2Н2О = Н3О+ + ОН- или

упрощенно Н2О = Н+ + ОН-
Состояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды Kw:
K w = [OH-] х [H3O+]
При 25 оС K w = 10-14 и
[OH-] = [H3O+] = 10-7 моль/л
Содержание катионов оксония [H3O+] и гидроксид-ионов [OH-] удобно выражать через водородный показатель рН и гидроксидный показатель рОН.

активности водородных ионов: рН =

- lg cн+.
Аналогично, рОН – это отрицательный
десятичный логарифм активности ионов ОН-:
рОН = - lg cон-.
Логарифмируя уравнение КW = [Н+] [ОН-], получаем:
- lg cн+ + (- lg cон-) = -lg КW = -lg 10-14 или
рН + рОН = 14.
Шкала кислотности воды составляет 14 единиц.
рН нейтрального раствора равно 7.
При рН < 7 - кислая среда,
При рН > 7 - щелочная среда.

кислоты или основания, называют протолитами в водном растворе.
Если протолит

HA (молекула или ион) - кислота, то обратимая реакция протолиза имеет вид:
HA + H2O ↔ A- + H3O+ (1),
а состояние протолитического равновесия (1) характеризуется константой кислотности Kа:
Kа = ([A-] х [H3O+]) / [HA]
Значение Kа определяет силу кислоты в водном растворе.
10-1 < Ka < 10-1
сильные к-ты слабые к-ты

реакция протолиза имеет вид:
A- + H2O ↔

HA + OH- (2),
а состояние протолитического равновесия (2) характеризуется константой основности Kb:
Kb = ([HA] х [OH-]) / [A-]
Значение Kb определяет силу основания в водном растворе.
10-1 < Kb < 10-1
сильные осн-я слабые осн-я

Kb связаны соотношением:

Ka х Kb = Kw
Соотношение справедливо только в области разбавленных (от 0,0005 до 0,1 моль/л) водных растворов.
В растворах с концентрацией более 0,1 моль/л Kw зависит от количества растворенного вещества.

слабые
рН = - lgСк-та рН = - lg(α  Ск-та) или
рН = ½ (рКa – lgСк-та),
где рКa = - lg Ка
Основания
сильные слабые
рН = 14 + lgСосн рН = 14 + lg(α  Сосн) или
рН = 14 - ½ (рКb – lgСосн),
где рКb = - lg Кb

добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. К таким растворам относят:
Растворы,

содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН3СООН + СН3СООNa);
Растворы, содержащие слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (NH4OH + NH4Cl);
Растворы, содержащие соли многоосновных кислот (Na2HPO4 + NaH2PO4).
Растворы амфолитов (аминокислот, белков).

Буферные системы

СН3СОО- + Н+;
СН3СООNa  СН3СОО- + Na+.

+ Н+:
СН3СОО- + Н+  СН3СООН

+ ОН-:
СН3СООН + ОН-  СН3СОО- + Н2О

буфера:

Для основного буфера:

среды при добавлении кислот и щелочи, называют буферной ёмкостью раствора.
Буферная

ёмкость (В) - количество моль эквивалентов сильной кислоты или щелочи, добавление которой к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу.
Буферная емкость по кислоте (моль/л или ммоль/л):

исходной концентрации компонентов буферной системы.
Чем больше количества

компонентов кислотно-основной пары в растворе, тем больше буферная ёмкость этого раствора.
3) соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно и от рН.

рН, соответствует значению рН = рК. При этом Ссоли/Ск-та =

1.
Интервал рН = рК  1, называется зоной буферного действия системы.
Это соответствует интервалу соотношения Ссоли/Ск-ты от 1/10 до 10/1.

 0,05.









Механизм действия разбирается на практическом занятии

систем и выяснения причин сдвигов КОС предложены следующие показатели, которые

определяются с помощью микрометода Аструпа:
Ва - буферная емкость по кислоте: крови – 0,05 моль/л; плазмы – 0,03 моль/л; сыворотки – 0,025 моль/л;
рН - концентрация водородных ионов - в норме 7,35-7,45.
рСО2 - парциальное давление СО2 - в норме 40±5 мм. рт. ст,
SB — стандартный бикарбонат, содержание НСОз- в крови при стандартных условиях — в норме 24,4±3 ммоль/л.
ВВ — буферные основания, общее содержание в крови всех буферных оснований — в норме 42±3 ммоль/л.
BE — избыток (или дефицит) буферных оснований, показывает изменение ВВ по сравнению с нормой — в норме ±3 ммоль/л.

ацидоз или алкалоз) или процессов пищеварения и выделения (метаболический ацидоз

или алкалоз).

2. При ацидозе: 4,5% NaHCO3,
V = ½ BE · mтела(кг) или V = mтела(кг)· tост. сердца(мин)
лучше
3,66% р-р трисамина или 11% р-р лактата натрия.

3. При алкалозе: 5% р-р аскорбиновой кислоты.