1 курс 1 семестр / Химия / medchem_SAM_med_rus

ДОНЕЦКИЙ НАЦИОНАЛЬНИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ им. М. ГОРЬКОГО

Кафедра химии

Методические рекомендации для самостоятельного изучения внеаудиторных тем по дисциплине «Медицинская химия» для студентов І курса медицинских факультетов

Донецк – 2012

1

Методические рекомендации подготовили:

–зав. кафедры, д.х.н. Матвиенко А.Г.

–доценты Рождественский Е.Ю., Сидун М.С.

–ст. преподаватель Павленко В.И.

–ассистенты Бойцова В.Е., Игнатьева В.В., Стрелецкая Л.П.

Методические рекомендации утверждены на заседании Ученого Совета ДонНМУ им. М. Горького от 24.02.2012, протокол №2

Рецензенты:

–Зав. кафедры патологического физиологии, д.м.н., профессор, Ельский В.М.

–Методист учебно-методического отдела, к.м.н., доцент Прокопенко Е.Б.

2

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. СТЕПЕНЬ И КОНСТАНТА ГИДРОЛИЗА. РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССАХ

АКТУАЛЬНОСТЬ ТЕМЫ.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, приводящее обычно к изменению рН раствора. Гидролиз – частный случай сольволиза – взаимодействия растворенного вещества и растворителя. Большую роль процессы гидролиза играют в качественном анализе. Реакции гидролиза используются для отделения разных ионов, например, алюминия от цинка, хрома от алюминия. Подвергаются гидролизу не только соли, но и биологические соединения: белки, полисахариды, жиры, нуклеиновые кислоты, сложные эфиры. Гидролиз этих соединений помогает усвоению их в живом организме. Реакции гидролиза используются для получения глюкозы, этанола, многоатомных спиртов, органических кислот. Гидролиз солей нужное брать к сведению при приготовлении растворов солей, потому что при этом могут выпадать нежелательные осадки. Поэтому нужно знать, как сдвинуть равновесие гидролиза в необходимую сторону. Для этого необходимо учитывать условия, которые оказывают влияние на гидролиз.

Гидролитические процессы вместе с процессами растворения играют важную роль в обмене веществ. С ними связано поддержание на определенном уровне кислотности крови и других физиологических жидкостей. Действие многих химиотерапевтических средств связано с их кислотно-основными свойствами и склонностью к гидролизу. С этими свойствами необходимо считаться и при решении вопросов о допустимости одновременного назначения пациенту различных препаратов.

Тема гидролиза имеет большое значение при изучении медицинской химии, биоорганической химии, фармакологии и клинических дисциплин.

ЦЕЛИ ОБУЧЕНИЯ.

ОБЩАЯ ЦЕЛЬ:

Уметь трактовать понятие, причины и механизм гидролиза солей, смещение равновесия, а также влияние разбавления на гидролиз солей.

КОНКРЕТНЫЕ ЦЕЛИ.

УМЕТЬ:

1.Интерпретировать понятие гидролиза солей.

2.Составлять уравнения реакций гидролиза солей разного типа и определять реакцию сред растворов этих солей.

3.Интерпретировать выражение констант гидролиза разных солей.

4.Интерпретировать выводы про смещение равновесия протолитических реакций гидролиза под влиянием разных факторов.

5.Интерпретировать роль гидролиза биоорганических соединений в процессах жизнедеятельности.

1

СОДЕРЖАНИЕ ОБУЧЕНИЯ

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.

1.Гидролиз солей. Три случая гидролиза солей.

2.Степень и константа гидролиза. Факторы, которые определяют величину степени и константы гидролиза.

3.Концентрация водородных ионов в растворах солей, которые гидролизуются.

4.Совместный гидролиз. Гидролиз соединений с ковалентным типом

связи.

5.Значение гидролиза для биологических систем в процессах жизнедеятельности организма.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ИХ ОПРЕДЕЛЕНИЯ.

В общем случае под гидролизом понимают реакции разложения вещества водой. Гидролизу могут подвергаться химические соединения различных классов: белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и т. д., но чаще всего встречаются с гидролизом солей.

Гидролиз – это взаимодействие ионов солей, образованных слабыми электролитами, с ионами воды, в результате которого образуются малодиссоциированные вещества и изменяется реакция среды.

Способность ионов солей подвергаться гидролизу и его глубина зависит прежде всего от свойств ионов, образующих соль. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, например NaCl, KNO3, KClO4, Na2SO4 гидролизу не подвергаются, так как ни катион, ни анион этих солей не могут при взаимодействии с водой образовывать молекулы слабых электролитов. Поэтому в водных растворах этих солей величина pH практически не меняется и совпадает с pH воды при той же температуре, т.е.

концентрации в водных растворах практически не гидролизуются.

Гидролизу подвергаются только те соли, которые содержат ионы, соответствующие слабым кислотам или слабым основаниям.

Возможны три варианта гидролиза ионов солей:

1)гидролиз по аниону – соли, содержащие катион сильного основания и анион слабой кислоты;

2)гидролиз по катиону – соли, содержащие катион слабого основания и анион сильной кислоты;

3)гидролиз и по катиону, и по аниону – соли, содержащие катион слабого основания и анион слабой кислоты.

Рассмотрим эти случаи гидролиза.

2

Гидролиз по аниону.

Соли, содержащие анионы слабых кислот, например ацетаты, цианиды, карбонаты, сульфиды, взаимодействуют с водой, так как эти анионы являются сопряженными основаниями, способными конкурировать с водой за протон,

связывая его в слабую кислоту.

A- + H2O ↔ HA + OH- pH >7

При этом взаимодействии возрастает концентрация OH− , и поэтому pH водных растворов солей, гидролизующихся по аниону, всегда находится в щелочной области.

Для характеристики состояния равновесия при гидролизе солей используют константу гидролиза Kг, которая при гидролизе по аниону равна:

где Kw − ионное произведение воды, Ka − константа диссоциации слабой кислоты HA.

Расчет pH раствора соли, гидролизующейся по аниону, проводят по формуле:

pH = 7 + 1/2 pKa + 1/2 lg Ca

где Ca − концентрация аниона соли.

Для подавления гидролиза, протекающего по аниону, к раствору соли следует добавить щелочь.

Гидролиз по катиону.

Соли, содержащие катионы слабых оснований, например катионы аммония,

При гидролизе по катиону в растворе возрастает концентрация H+ , и поэтому pH водного раствора таких солей всегда находится в кислой области.

Для характеристики состояния равновесия при гидролизе солей используют константу гидролиза Kг, которая при гидролизе по катиону равна:

где Kw − ионное произведение воды, Kb − константа диссоциации слабого основания.

Расчет pH раствора соли, гидролизующейся по катиону, проводят по формуле:

pH = 7 − 1/2 pKb − 1/2 lg Cb

где Cb − концентрация катиона соли.

Для подавления гидролиза, протекающего по катиону, к раствору соли следует добавить сильную кислоту.

3

Гидролиз по катиону и аниону.

В этом случае в реакции с водой участвуют одновременно и катионы, и

анионы, а реакция среды определяется природой более сильного протолита

Kt+ + H2O ↔ KtOH + H+ або A− + H2O ↔ HA + OH −

Если гидролиз по катиону и по аниону протекает в равной степени (кислота и основание одинаково слабые электролиты), то раствор соли имеет нейтральную реакцию, например, ацетат аммония.

Если в растворе преобладает гидролиз по катиону (основание слабее кислоты), раствор такой соли имеет слабокислую реакцию, например, нитрит аммония.

Если в растворе преобладает гидролиз по аниону (кислота слабее основания), раствор такой соли имеет слабощелочную реакцию, например, цианид аммония.

Константу гидролиза Kг солей, гиролизующихся и по катиону и по аниону равна:

где Kw − ионное произведение воды, Ka − константа диссоциации слабой кислоты HA, Kb − константа диссоциации слабого основания.

Расчет pH раствора таких солей ведут по формуле: pH= 1/2 [pKa + p Kb]

Следует отметить, что согласно последнему уравнению рН водных растворов солей, гидролизующиеся и по катиону, и по аниону, не зависит от концентрации соли.

Некоторые соли, гидролизующиеся и по катиону, и по аниону, например сульфиды или карбонаты алюминия, хрома, железа (ІІІ), гидролизуются полностью и необратимо, так как при взаимодействии их ионов с водой образуются малорастворимые основания и летучие кислоты, что способствует протеканию реакции до конца.

Эту особенность гидролиза подобных солей следует обязательно учитывать при сливании сточных вод, чтобы избежать их вспенивания за счет образования СО2 или отравления окружающей среды сероводородом.

Глубина протекания гидролиза подобных солей в значительной степени зависит и от внешних факторов, в частности от температуры и концентрации раствора. При кипячении растворов гидролиз солей протекает значительно глубже, а охлаждение растворов, наоборот, уменьшает способность соли подвергаться гидролизу. Увеличение концентрации большинства солей в растворах также уменьшает гидролиз, а разбавление растворов заметно усиливает гидролиз солей.

4

3. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ ТЕМЫ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

5

4. ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ. Основная литература:

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. Вінниця. Нова книга. 2006. – С. 151161.

2.Калибабчук В.А. и др. Медицинская химия. К. Медицина. 2008. – С. 158-

165.

Дополнительная литература.

3.Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. М. Высш. школа, 2006. –

С. 227-234.

4.Левітін Є.Я. та ін. Загальна та неорганічна хімія. Вінниця: Нова книга, 2003. – С. 197-209.

5.Садовничая Л. П. и др. Биофизическая химия. К. Высш. школа, 1986. –

С. 71-75.

6.Ершов Ю.А. и др. Общая химия. Химия элементов. М. Высш.школа. 2000. – С. 120-128.

ОРИЕНТИРОВОЧНАЯ ОСНОВА ДЕЯТЕЛЬНОСТИ.

НАБОР ОБУЧАЮЩИХ ЗАДАНИЙ.

Задача 1.

Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза соли нитрата аммония NH4NO3.

Эталон решения.

При растворении в воде кристаллическая соль NH4NO3 диссоциирует:

NH4NO3 ↔ NH4+ + NO3–

При составлении уравнения гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды (Н+ и ОН–) в малодиссоциирующее соединение, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз. В данном случае ионы NH4+ связывают гидроксид ион, образуя молекулы слабого основания NH4OH, и обусловливают гидролиз соли NH4NO3. Молекулярно-

ионное уравнение гидролиза: NH4+ + HOH ↔ NH4OH + Н+

Уравнение гидролиза в молекулярной форме: NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3

Избыток ионов Н+ в растворе дает кислую реакцию раствора, т.е. рН < 7.

Задача 2.

Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза соли хлорида хрома CrCl3.

Задача 3.

Составьте молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза соли цианида калия KCN.

6

Эталон решения.

Гидролиз соли KCN обуславливают ионы CN–, связывая катионы Н+ воды в

слабодиссоциирующее соединение – синильную кислоту:

СN– + HOH ↔ HCN + ОН– В молекулярной форме

KCN + HOH ↔ HCN + KOH.

Реакция раствора щелочная: рН > 7

Задача 4.

Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнения гидролиза соли сульфита натрия Na2SO3.

Задача 5.

Напишите молекулярное уравнение гидролиза соли Al(CH3COO)3.

Эталон решения.

Ионы соли Al3+ и CH3COO– взаимодействуют с ионами воды, образуя малорастворимое соединение Al(OH)3 и малодиссоциирующее соединение

CH3COOH.

Соль Al(CH3COO)3 гидролизуется необратимо и полностью: Al(CH3COO)3 + 3 Н2О = Al(OH)3 + 3СН3СООН

Задача 6.

Напишите молекулярное уравнение гидролиза соли CH3COONH4.

Задача 7.

Составьте уравнение реакции, происходящей при смешивании растворов солей Fe(NO3)3 и Na2CO3.

Эталон решения.

В растворе нитрата железа (ІІІ) гидролиз обуславливает катион Fe 3+

Fe 3+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + Н+

а в растворе карбоната натрия – анион CO3 2–

CO3 2– + HOH ↔ HCO3– + ОН–

Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н+ и ОН– взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита Н2О, который уходит из сферы реакции. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования

Fe(OH)3 и CO2.

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2 Fe(OH)3 + 3CO2 + 6NaNO3

Задача 8.

При смешивании растворов Al2(SO4)3 и K2S в осадок выпадает Al(OH)3. Укажите причину этого и составьте соответствующие молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

7

Задача 9.

Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH4Cl, если

Kд (NH4OH) = 1,77 ∙ 10–5

Эталон решения.

Константу гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты вычисляют по формуле:

К г = Кw/Кb

Константа гидролиза NH4Cl равна:

Кг = 10–14/(1,77∙10–5) = 0,565∙10–9 = 5,65∙10–10

Задача 10.

Рассчитайте константу гидролиза ацетата натрия CH3COONa, если

Kд (CH3COOH) = 1,75 ∙ 10–5

Задача 11.

Найдите степень гидролиза 0,001 н CH3COOK, если Kд(CH3COOH) = 1,75∙10–5

Эталон решения.

Степень и константа гидролиза связаны соотношением Кг = Cβ2/(1 - β)

Где C– концентрация соли, моль/л; β – степень гидролиза соли.

Обычно степень гидролиза соли β значительно меньше единицы, поэтому

уравнение можно упростить: К г = C β2, откуда

Степень гидролиза 0,001 н СН3СООК равна:

Задача 12.

Найдите степень гидролиза 0,01 н NH4Cl, если Kд (NH4OH) = 1,77∙10–5

Задача 13.

Напишите уравнения гидролиза АТФ. Какова биологическая роль этого процесса в организме человека.

8