Неорганическая химия

Применение принципа Ле Шателье к цепочке кислот–но-основных равновесий показывает, что с увеличе–нием в системе концентрации гидроксид-ионов ОН- воз–растает вероятность диссоциации по кислотному типу. Увеличение в системе концентрации водород-ионов Н+ приводит к преимущественной диссоциации по основ–ному типу. Это означает, что в кислой среде амфолит проявляет основной, а в щелочной среде – кислотный характер.

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 G° 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.