ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ

КАФЕДРА ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Общая химия

Лекция. Биологическое значение pH. Гидролиз. Протонная и электронная теории
кислот и оснований.
Биологическое значение pH.
Гидролиз солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Биологическое значение процессов гидролиза.
Протонная (протолитическая)теория кислот и оснований.
Электронная теория кислот и оснований Льюиса.
Жесткие и мягкие кислоты и основания.

Лектор: Ганзина Ирина Викторовна
кандидат биологических наук
доцент кафедры общей и биоорганической химии

роль рН
Биологические жидкости характеризуются определенным и постоянным значением pH (в

норме):
рН крови ≈ 7,34-7,36
рН мочи ≈ 5,8
рН слюны ≈ 6,8 – 7,4
рН желудочного сока ≈ 1,7
Постоянство рН биологических сред является залогом нормальной работы организма. Это объясняется несколькими причинами:

интервале pH:
Пепсин желудочного сока активен при рН≈ 1,7 – 1,8
Каталаза

крови активна при рН≈ 7,4
2. При колебаниях рН белки способны денатурировать, т.е. разрушаться.
3. Ионы водорода являются катализаторами многих биохимических превращений.

нем биохимических и физиологических процессов, направленных на поддержание постоянства pH.
Эта

регуляция называется кислотно-основным гомеостазом (от греч. «gomeo» - подобный, «status» - постоянство).
Гомеостаз осуществляется через лимфу, кровь, с помощью ферментов, гормонов, при участии нервных регулирующих механизмов и направлен на поддержание постоянства кислотности биологических сред.

ацидозом, а увеличением pH – алкалозом.
При изменениях pH крови на

0,3 единицы в ту или иную сторону возможно тяжелое коматозное состояние, а на 0,4 – летальный исход

среды близка к нейтральной. Если в состав соли входит остаток

слабого электролита, это приводит к изменениям pH в сторону увеличения или уменьшения. Причиной этого является гидролиз соли.
Гидролиз – реакция обменного разложения соли водой, приводящая к образованию слабого электролита.
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону), например NH4Cl
сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону), например NaНCО3
слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз по катиону и аниону), например CH3COONH4

протолитическое равновесие, то есть процесс переноса протона, в котором участвует

ион слабого электролита и молекула воды:
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ pH < 7
CH3COO- + HOH ↔ CH3COOH + OH- pH > 7
Протолитическое равновесие представляет собой в прямом направлении реакцию гидролиза, в обратном – реакцию нейтрализации.

гидролиз протекает ступенчато и без факторов, усиливающих гидролиз, как правило,

останавливается на первой ступени с образованием кислотных или основных продуктов:
CO32- + HOH ↔ HCO3- + HO- pH > 7
Fe2+ + HOH ↔ FeOH+ + H+ pH < 7

pH среды.

гидролиза (h) и константы гидролиза (Кгидр).
Степень гидролиза показывает отношение числа

молекул соли, подвергшихся гидролизу (N) к общему числу молекул растворенной соли (N0):




Степень гидролиза зависит от природы электролита, концентрации соли, присутствия других электролитов,
рН раствора.

h% = . 100

h =

;

с участием ионов слабых электролитов и определяется на основании закона

действующих масс.
Рассмотрим пример гидролиза по катиону слабого основания:
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-
слабое основание

Выразим константу равновесия для данного процесса:

Кравн. =

NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+ (pH < 7)

двух констант – константа гидролиза :



Тогда:


Кравн. . [H2O] =
Кравн.

. [H2O] = Кгидр.

Кгидр. =

а
Кгидр. =
, тогда:
1
Kдисс. (NH4OH)

Kв
Kдисс. (NH4OH)

Кв
Кдисс. слабого электролита


Таким образом, константа гидролиза соли равна отношению величины ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабого электролита (кислоты или основания) в составе соли.

Кгидр.=

основанием:

Кв
Кдисс. слаб.к-ты • Кдисс. слаб.осн-я

Чем слабее кислота или основание в составе соли, т.е. чем меньше их Кдисс , тем больше Кгидр , тем в большей мере соль подвергается гидролизу.
Кгидр. зависит от природы электролитов в составе соли, температуры и практически не зависит от концентрации соли в растворе.

Кгидр. =

белков, жиров, углеводов, нуклеиновых кислот. Эти процессы протекают под действием

ферментов гидролаз. При этом расщепляются связи С – О, О – Р, C – N и др.
Биологически ценной является реакция гидролиза АТФ. При разрыве макроэргических связей выделяется свободная энергия ∆G≈50 КДж∙моль-1, которая расходуется на биосинтез белков, ионный транспорт, сокращение мышц и другие процессы.
Гидролиз лежит в основе пищеварения, осуществления окислительно-восстановительных превращений, действия буферных систем организма, процессов дыхания, а также действия многих лекарственных веществ.

кислота -это электролит, диссоциирующий с образованием протона H+; основание –

с образованием гидроксид-аниона OH-.
Однако эти положения справедливы только для водных растворов и не объясняют поведения веществ в неводных средах. Например: хлорид аммония (NH4Cl) в водном растворе ведет себя как соль, а в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты – растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в безводной серной кислоте.
Для объяснения этих явлений была предложена протонная теория кислот и оснований (Бренстед, Лоури, 1923г).

или ион), отдающая протон в данной реакции, т.е. донор H+.
Основание

– частица (молекула или ион), присоединяющая протон в данной реакии, т.е. акцептор H+.
Кислота и основание связаны в сопряженную пару протолитов, частицы которой отличаются по составу на один передаваемый протон (H+):
кислота основание + Н+
Например:

сопряженной основание и наоборот:

сильн. к-та

слаб. осн-е

слаб. к-та сильн. осн-е
5. Кислоты-протолиты делят на 3 класса:
нейтральные
катионные
анионные
6. Амфолиты – протолиты, способные как принимать, так и отдавать протоны:

к-та осн-е

осн-е к-та

кислоты к воде как основанию и оценивается величиной константы кислотности

(Ка).
Ка характеризует момент химического равновесия в процессе переноса протона и определяется на основании закона действующих масс. Рассмотрим пример:

[СH3COO-] • [H3O+]
[CH3COOH] •[H2O]

Кравн. =

[СH3COO-] • [H3O+]•[H2O]
[CH3COOH] •[H2O]

Или [СH3COO-] • [H3O+]
[CH3COOH]

Обозначим произведение двух констант – Ka-константа кислотности
Ka= Кравн• [H2O]

Таким образом, чем выше концентрация сопряженных частиц продуктов протонного переноса, тем больше значение Ка, а значит тем сильнее кислота-протолит.

Кравн • [H2O]=

Кравн • [H2O]=

(pKa):

Чем меньше значение pKa, тем сильнее кислота. Например:

1) Ka(HCl)=103
pKa(HCl) = -3 (сильная кислота)

2) Ka(CH3COOH) = 1,75∙10-5
pKa= 4,75 ( слабая кислота)

Протолитическая теория позволила выявить разницу в силе минеральных кислот, а также объяснить кислотно-основные свойства органических веществ.

основания.
В 1923г Г. Льюис предложил более общую теорию кислот и

оснований, позволяющую объяснить кислотно-основные свойства даже тех веществ, которые не могут ни отдать, ни принять протон (H+), однако обладают свойствами протонных кислот и оснований (например изменяют окраску индикатора).
Основные положения электронной теории:
Кислоты – частицы, имеющие свободные орбитали и способные к присоединению электронной пары, т.е. акцепторы электронов.
К ним относят: H+, ионы металлов (К+, Na+) и др. электрофильные частицы.

основания
Основания – частицы, имеющие свободные электронные пари и способные к

их отдаче, т.е. доноры электронных пар.
К ним относят: OH-, кислотные остатки (Cl-, Br-), нейтральные молекулы (H2O, NH3, CO, H2S) и др. нуклеофильные частицы.
Взаимодействие между кислотой и основанием сводится к донорно-акцепторному характеру:

D + A D A
основание кислота

основания
4. В зависимости от размера частицы, ее способности к поляризации,

электроотрицательности различают:
Жесткие кислоты – имеют небольшие размеры и с трудом поляризуются (H+, Na+, K+, Li+, Ca2+, Mg2+, Mn2+, Cr3+, Fe3+, Co3+ и др.).
Мягкие кислоты – имеют большие размеры, легко поляризуются (катионы тяжелых металлов: Pb2+, Cu2+, Au+, Ag+ и др.).
Жесткие основания – содержат атомы с большой величиной электроотрицательности (H2O, NH3, соединения хлора и др.)
Мягкие основания – содержат атомы с небольшой величиной электроотрицательности (S2-, тиопроизводные органических соединений R-SH, соединения мышьяка (As), цианиды и др.).

основания
5. Устойчивые соединения образуются при взаимодействии жесткой кислоты и жесткого

основания или мягкой кислоты и мягкого основания.
Организм человека относится к жестким системам.
К биогенным элементам, входящим во все ткани и среды организма, относятся жесткие частицы- Н,О,С,N,Nа,К.
Теория мягких и жестких кислот и оснований позволяет объяснить действие на организм солей тяжелых металлов, например отравление солями свинца (Pb2+, и Hg2+). Это мягкие кислоты, с белками они образуют трудно растворимые соли:

COO- COO
Белок +Hg2+ Белок Hg
COO- COO