веществ в биологических системах. Вследствие высокой полярности вода вызывает гидролиз веществ.
Так как вода составляет основную часть внутренней среды организма, то она обеспечивает процессы всасывания, передвижения питательных веществ и продуктов обмена в организме.
Необходимо отметить, что вода является конечным продуктом биологического окисления веществ, в частности глюкозы. Образование воды в результате этих процессов сопровождается выделением большого количества энергии – приблизительно 29 кДж/моль.
Важны и другие аномальные свойства воды: высокое поверхностное натяжение, низкая вязкость, высокие температуры плавления и кипения и более высокая плотность в жидком состоянии, чем в твердом.
Одним из необходимых условий существования живого организма является относительное динамическое постоянство рН среды. Для лучшего понимания которого необходимо рассмотреть вопрос о состоянии кислотно-основного равновесия в общей схеме биохимических процессов, характерных жидкостей внутри сосудистого русла. Активная реакция жидких сред (значение рН) является одной из основных постоянных характеристик организма и в нормальных условиях колеблется в узких пределах. Отклонение в сторону увеличения кислотности или щелочности вызывает нарушение функции ферментов и гормонов. Незначительные изменения рН в крови и межтканевых жидкостях могут привести к гибели. Во многих случаях контроль величины рН дает возможность обнаружить различные виды патологии и правильно поставить диагноз.
Кислотное-основное состояние внутренних сред организма определяет в ряде случаев его восприимчивость к инфекционным заболеваниям. Актуальность изучения этой темы безусловна. Осмысление влияния величины рН на разные биохимические и физиологические процессы, умение рассчитывать величину рН у растворах кислот, оснований, солей дает возможность оценивать кислотность биологических жидкостей.
А согласно Фармакопеи фармацевтическая субстанция − вещество или комбинация нескольких веществ природного, синтетического или биотехнологического происхождения, обладающие фармакологической активностью, используемые для промышленного производства, аптечного изготовления лекарственных средств, имеет исследуется по важным нормируемым физико-химическим показателям, среди которых водородный показатель.
59
§ 1. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Степень диссоциации.
Основные положения теории Аррениуса:
1.При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2.Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (–), а анионы (–) – к аноду (+).
3.Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4.Степень электролитической диссоциации (α) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N) к общему числу молекул, введенных в раствор (N0).
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита при данных условиях пользуются понятием электролитической диссоциации
(ионизации). Степень электролитической диссоциации α, равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (N), к общему числу молекул электролита (N0 ), введенных в раствор.
60
N Иными словами, α - это доля молекул электролита,
N0
распавшихся на ионы.
По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты подразделяют на сильные, слабые и средней силы.
Принято считать сильными те электролиты, для которых а>30%, слабыми - если a<3% и средней силы - если 3%<а <30%, причем все указанные значения а относятся к 0,1н раствору.
К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, многие неорганические кислоты (HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI, и др.) и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Электролитами средней силы являются некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая Н2С2О4, муравьиная НСООН, сернистая H2SO3, фосфорная Н3РО4, и др.). К слабым электролитам принадлежат такие кислоты, как H2S, HCN, Н2SiOз, Н3ВО3, гидроксиды многих d - элементов (Сu(ОН)2, Сг(ОН)з, и др.), а также некоторые соли
(HgCl2, CdCl2, Hg(CN)2, Fe(SCN)3 и др.).
§ 2. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
Диссоциация – обратимый процесс, (исключение составляет диссоциация некоторых сильных электролитов - галогенидов щелочных металлов. Ионизация их водном растворе практически необратима). Для диссоциации растворенных веществ на ионы справедливы общие законы равновесия. Так, для процесса
Kn Anm nKm mAnn
Уравнение, выражающее константу равновесия, запишется так:
K [Km ]n [Ann ]m
Kn Anm
Константу равновесия в данном случае называют константой ионизации. Уравнение закона действия масс справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электролитов
Закон разведения Оствальда рассмотрим на примере реакции диссоциации слабого электролита CH3COOH в водном растворе:
Kд [CH3COO ] [H ] [CH3COOH]
Пусть С – концентрация уксусной кислоты в растворе, а α – степень ее диссоциации. Тогда, число продиссоциировавших молекул кислоты и концентрация ионов СН3СОО– и Н+ равны (С·α), а непродиссоциировало (1– С·α), подставим в выражение константы:
61
2 С
Kд 1 С
Это соотношение называется законом разбавления (разведения) Оствальда. При небольших значениях а ~ 0.05, 1-а ~ 1, тогда получаем
Kд
С
т. е. степень диссоциации возрастает обратно пропорционально корню квадратному из концентрации.
§ 3. Ионное произведение воды. рН и рОН
Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.
Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода,
выраженной в молях на литр: pH = – lg[ H+ ]
Вводе концентрация ионов водорода определяется
электролитической диссоциацией воды (автопротолиз воды) по уравнению
2 Н2О H3О+ + OH –
Или H2O H+ + OH–
Константа диссоциации при 25° С составляет
Kд [H ] [OH ] 1.8 10 16 [H2O]
Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет:
С(H2O) =·[H2O] = m/(M·V) = 1000 г/18г/моль·1л=55,56 моль/л. Тогда: [ H+ ]·[ OH– ] = K·[H2O]=1,8·10–16·· 55,56 = 10-14 = КВ
Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН– величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды КВ и при 25° С составляет 10-14.
Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H+ если известна концентрация ионов OH– и наоборот.
Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл.
В случае, если [ H+ ] =[ OH- ]эти концентрации (каждая из них)
равны моль/л, т.е [ H+ ] =[ OH– ]=10–7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах pH=–lg[H+]=7 и рОН=–lg[OH–]=7
62