В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури предложили общую протолитическую теорию кислот

протолитическую теорию кислот и оснований.
Кислота - молекула или ион,

способные отдавать катион водорода (протон). Кислота - донор протонов.
СН3СООH  H+ + СН3СОО–
слабая сопряж. к-та сопряж. основание
Основание — молекула или ион, способные присоединять катион водорода (протон). Основание - акцептор протонов.
ОН- + Н+ = Н2О NH3 +Н+= = NH4+
отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте
А мфолиты — молекулы или ионы, способные как отдавать, так и присоединять протон, а следовательно, вступать в реакции, характерные как для кислот, так и для оснований.
Н2О + НС1 = Н3О+ + СГ
основание кислота
Н2О + NH3 = NH4+ + ОН-
кислота основание
Амфолитами являются
=====гидроксиды некоторых металлов (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):
====гидроанионы многоосновных кислот, например НСОз-, НРО4 2-.
====соединения, молекулы которых содержат две различные кислотно-основные группы, H2N—CHR—СООН
основание кислота

ОН–
Константа диссоциации воды при 25С равна:



В 1 литре воды содержится

1000/18=55,6 молей
[Н+] [ОН–] = = К [Н2О] = 1,8  10–16  55,6 = 10–14 моль/л = KW,
где KW — ионное произведение воды.
Если концентрации [Н+] и [ОН–] равны, что соответствует нейтральному раствору, то [Н+] = [ОН–] = 10–7 моль/л.

активности [или концентрации] водородных ионов и выраженную в грамм-ионах на

литр или в молях на литр.
lg KW = lg[Н+] + lg[ОН–] = lg 10–14
Беря логарифмы с обратным знаком, получим:
рН + рОН = 14
Следовательно, рН и рОН являются сопряжёнными величинами: если рН = 3, то рОН = 14 – 3 = 11.
рН крови = 7,3-7,4
рН желудочного сока = 0,9-1,5 [взр.],
=======новорожденных — 7,0;
========у детей 4-7 лет — 2,5;
======== у детей 14 лет — 2,0

рН слюны = 7,3-7,9

- применяется в том случае, когда необходимо быстро и приблизительно

оценить рН исследуемого раствора.
нельзя определить рН мутных и окрашенных растворов. Ионометрический метод позволяет определить этот показатель с. большей точностью (0,01 ед. рН).
можно определить рН мутных, окра­шенных и любых других водных растворов

которых имеют одну окраску, а недиссоциированные молекулы — другую.
HInd

 H+ + Ind–


При [HInd] = [Ind–]
[Н+] = Кинд, тогда рК = рКинд.
рКинд является точкой перехода индикатора, она равна тому значению рН, при котором индикатор диссоциирован наполовину: [HInd] = [Ind–].
Зоной перехода индикатора называется область между двумя значениями рН, в которой происходит заметное изменение окраски индикатора.
Чем меньше зона перехода индикатора, тем чувствительнее индикатор.
Универсальный индикатор — это смесь индикаторов со смежными зонами перехода.

и потенциальной кислотности,
[Н+]общ, [Н+]акт, [Н+]пот в моль/л.
Общая кислотность

- это концентрация всех катионов Н+ (свободных и связанных), имеющихся в растворе равна сумме молярных концентраций эквивалентов всех кислот (сильных и слабых), находящихся в растворе:
[Н+]общ = сумме C I (1/z к-ты)
Активная кислотность — это концентрация свободных катионов Н+, pН = -lg [H+] = -lg [Н+]акт
Потенциальная кислотность - это концентрация катионов Н+, связанных в молекулы или ионы слабых кислот, имеющихся в растворе.
[Н+]пот = [Н+]общ - [Н+]акт
[Н+]пот = сумме Ci(1/z слабой к-ты)

индикатором диметиламидоазобензолом ограничен, т.к. применим только к растворам сильных кислот,

где концентрация ионов водорода достаточно высока, например, в желудочном соке.
3. Потенциометрический — наиболее современный, точный и универсальный метод определения активной кислотности
4. Колориметрический [colour — цветной].
== позволяют определить рН с точностью до 0,1.
==только для бесцветных, прозрачных, слабомутных и слабоокрашенных жидкостей,.

Ламберта-Бера, :
для двух растворов, одинаково поглощающих свет, произведение толщины

слоя раствора [d] на концентрацию раствора [С] при прочих равных условиях есть величина постоянная:
dC = d1C1
Из этого закона вытекает принцип, лежащий в основе всей колориметрии:
«Если при одинаковой толщине слоёв растворы одного и того же вещества имеют одинаковую окраску, то они имеют и одинаковую концентрацию».

ионов водорода как при добавлении кислот или щелочей,
так и

при разведении.
Состав буферных систем.
а/ из слабой кислоты и её соли, образованной сильным основанием;
б/ из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой.
Буферная система а) типа содержит слабую кислоту и избыток сопряжённого основания:
СН3СООH  H+ + СН3СОО–
слабая сопряж. к-та сопряж. основание
Буферная система б) типа слабое основание и избыток сопряжённой с ним кислоты:
NH3 + H+  NH4+
слабое сопряж. основание сопряж. кислота

 H+ + СН3СОО–









Прологарифмируем и получим уравнение Гендерсона-Гассельбальха:
рН = рКа

+ lg [акцептор протона] [донор протона]


рН = рКа + lg [соль] [кислота

[основание

+ Н+  НА [при добавлении сильной кислоты]
б/ НА + ОН–

 Н2О + А– [при добавлении щелочи]
Рассмотрим этот механизм на примере ацетатного буфера.
а/ При добавлении HCl происходит взаимодействие с СН3СООNa:
СН3СООNa  СН3СОО– + Na+
СН3СОО– + Na+ + H+ + Cl–  Na+ + Cl– + СН3СООН
б/ При добавлении щелочи :
СН3СООН + Na+ + OH–  СН3СОО– + Na+ + Н2О

как они изменяются одинаково, то их отношение остается неизменным.
Величина

константы диссоциации слабого электролита также не изменяется при разведении.

щелочи, которые нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы

изме­нить величину рН на единицу.

буферные растворы,.
2. Из двух буферных растворов с одинаковой концентрацией буферная

ёмкость будет больше у того раствора, у которого соотношение компонентов равно единице или близко к единице
3. при разбавлении рН раствора не меняется, но его буферная ёмкость падает.

Параллельные реакции — связанная система реакций, имеющих одни и те

же исходные реагенты, но различные продукты реакции. Скорость системы параллельных реакций равна сумме скоростей отдельных реакций:
v1 4KCl + 6O2
4KClO3 vобщ = v1 + v2
v2 3KClO4 + KCl
Б. Последовательные реакции — связанная система реакций, в которой продукты предыдущих стадий расходуются в последующих реакциях.
Скорость реакции= скорости самой медленной (лимитирующей) стадии.
2NO + O2 = N2O4
v1
1/ 2NO ↔ [NO]2
v2
2/ [NO]2 + O2 ↔ N2O4

условии протекания другой реакции, причем обе реакции имеют общий промежуточный

продукт
1/ 6FeO + 2H2CrO4 = 3Fe2O3[катализатор!] + Cr2O3 + 2H2O
2/ 6HI + 2H2CrO4 = 3I2 + Cr2O3 + 5H2O
Г. Цепные реакции — связанная система сложных реакций, протекающих последовательно, параллельно и сопряжённо с участием свободных радикалов [горение, взрывы, фотохимические реакции].
Основные стадии реакции:
а/ зарождение цепи;
б/ разветвление цепи;
в/ продолжение цепи;
г/ обрыв цепи.

+ hν = Cl• + Cl•
H2 + Cl• = HCl

+ H•
H• + Cl2 = HCl + Cl•
К разветвленным реакциям - полимеризации, крекинг, сгорание топлива в двигателях, окисление и др., например, ядерные цепные реакции

инфракрасных, ультрафиолетовых].
Эффективность фотохимической реакции определяется так называемым квантовым выходом γ:

γ = число молекул продукта реакции


Фотохимические реакции бывают различных типов: а/ синтез вещества [фотосинтез] и б/ разложение веществ под действием света [фотолиз :
hν
2HCl → H2 + Cl2
Фотосинтез, происходящий в растениях — сложный окислительно-восстановительный процесс, сочетающий фотохимические реакции с ферментативными.
|
CO2 + 2H2O → [H—C—OH]n + O2
|

число поглощённых квантов

HCl + H•
H• + Cl2 = HCl + Cl•

Co3+, Mg2+, Ca2+;
мягкие: Cu+, Ag+, Au+, Pt2+, Pt4+, Hg2+, Cd2+.
Основания

— жёсткие: H2O, OH–, NH3, RNH2, Cl–, PO43–, SO42–;
мягкие: SCN–, R1S–, R2S, H–, S2O3 2–, SH.
правило:
Устойчивые комплексы образуются между жёсткой кислотой и жёстким основанием или между мягкой кислотой и мягким основанием.

Mn 2+ < Fe 2+ < Cd 2+ < Co

2+ < Zn 2+ < Ni 2+ < Cu2+

- [Na+ и К+] присутствуют в основном в свободном виде,.
- Са2+, Мg2+ существуют как в свободном виде, так и в виде комплексов.
- Ионы тяжёлых металлов — Fe2+,. — легче связываются с атомами азота и серы, например, в порфиринах.

соединения с металлами, ионы которых определяют активный центр фермента и

пространственную структуру [конформацию] фермента. Кроме того, в силу хелатного эффекта они придают прочность белкам.
В состав ферментов входят микроэлементы:
Mn — в состав 12 ферментов;
Fe — в состав 70 ферментов;
Cu — в состав 30 ферментов;
Zn — в состав более 100 ферментов;
Мо и Со — в состав нескольких ферментов.

химия живых систем».
В медицине применяются:
1. Лекарственные препараты на основе комплексов

металлов в онкологии, психиатрии, при воспалительных заболеваниях.
2. Радиодиагностика — использование комплексов металлов, меченых радиоактивными изотопами для выяснения путей перемещения лекарств.
3. Радиотерапия — направление радиоактивного изотопа в поражённый участок с целью локального воздействия на него.
4. Хелатотерапия — при металлотоксикозах и металлоаллергических заболеваниях.