Контрольная работа: Биологическая роль соединений, содержащих К+, Na+, их применение в фармации

P - хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды);

M - малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды);

Н - нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды).

Природа растворителя. При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества - наоборот.

Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (Например, Ca (OH) ₂ в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании.

Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.

Влияние давления. С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.

2. Классификация веществ по степени диссоциации

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы.

Сильные электролиты - электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.

Слабые электролиты - степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.

Составьте уравнения диссоциации веществ:

Ba (OH) ₂ = BaOH⁺ + OH^-

BaOH = Ba²⁺ + OH ^-

NaH₂ PO₄ = Na⁺ + H₂ PO₄ ^-

H₂ PO₄ ^- = H⁺ + HPO₄ ^2-

HPO₄ ^{2 -} = H⁺ + PO₄ ^3-

3. Взаимосвязь водородного и гидроксильного показателя

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H⁺ ]) и гидроксид-ионов [OH^- ] одинаковы и составляют 10^-7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H⁺ ] · [OH^- ] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺ ] > [OH^- ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH^- ] > [H⁺ ] - щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем - pH):

pH = - lg [H⁺ ]

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина - показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻ :

pOH = - lg [OH^- ]

как в любом водном растворе при 22 °C [H ⁺ ] [OH ⁻ ] = 1,0×10 ^{− 14} , очевидно, что при этой температуре:

pOH = 14 – pH

Какая реакция среды при гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием. Приведите пример, напишите уравнение гидролиза. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂ , NH₄ Cl, Al₂ (SO₄ ) ₃ , MgSO₄ ) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe (OH) Cl + HCl,

Fe²⁺ + 2Cl ^- + H⁺ + OH ^- => FeOH⁺ + 2Cl ^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

4. Механизм буферного действия (на примере аммиачного буфера)