Неорганическая химия

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