Теоретична частина. Причиной пищевых заболеваний чаще всего являются ис­пользование недоброкачественного сырья, нарушения санитар­ных правил и технологического режима

Теоретична частина

1.1. Загальна характеристика розчинів електролітів

Електролітами називаються речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм за рахунок іонів, що утворюються внаслідок дисоціації молекул електроліту. Ці положення були сформульовані в теорії електролітичної дисоціації шведським ученим Сванте Арреніусом (1887):

1) розчинення електроліту супроводиться розпадом його молекул на іони;

2) при дії постійного електричного струму позитивні іони рухаються до катода, а негативні – до анода (перші називаються катіонами, а другі – аніонами);

3) електролітична дисоціація є оборотним процесом.

Подальший розвиток теорія електролітичної дисоціації дістала в роботах російських хіміків І.А.Каблукова, В.А.Кистяковського і П.В.Писаржевського.

Основна причина утворення іонів – це іон-дипольна взаємодія між розчинником і розчиненою речовиною. Чим більша полярність молекул розчинника і чим більший полярний чи іонний зв’язок у молекулах електроліту, тим сильніше проявляється ця взаємодія й електроліти краще дисоціюють на іони.

Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисоціаціїa, який є відношенням числа молекул, що розпалися на іони (С_дис), до загального числа розчинених молекул (С_заг ) (може виражатися в долях одиниці, або у відсотках).

, 0 ≤ α ≤1

Наприклад, якщо a=30%, це означає, що із 100 молекул електроліту розпалося на іони лише 30.

Ступінь дисоціації електроліту залежить від природи розчинника й розчиненої речовини, температури, концентрації розчину, наявності однойменних іонів.

Усі електроліти умовно поділяють на сильні ( a>0,3 ), середньої сили (0,03 <a<0,3 ) і слабкі ( a<0,03 ).

До сильних електролітів відносять майже всі солі, багато кислот: HCl, HBr, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄, гідроксиди лужних і лужноземельних металів.

Сильні електроліти у водних розчинах цілком розпадаються на іони, тобто процес дисоціації сильних електролітів є необоротним. Тому при написанні рівнянь дисоціації сильних електролітів використовують знак рівності. Наприклад:

NaCl = Na⁺+Cl^-

CuSO₄ = Cu²⁺+

До слабких електролітів відносять майже всі органічні кислоти, деякі неорганічні кислоти (H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄, HCN, H₂SiO₃, HClO, HNO₂, H₂SO₃ та ін.), слабо розчинні гідроксиди металів, а також добре розчинний, але слабо дисоціюючий гідроксид амонію NН₄ОН (NH₃·H₂O).

Процес дисоціації слабких електролітів оборотний, рівновага сильно зміщена в напрямку утворення молекул електроліту. Тому процес дисоціації таких електролітів зображають за допомогою знака оборотності («).

HClO «Н⁺ + СlO^-

За характером утворених іонів усі електроліти поділяють на три групи: кислоти, основи і солі.

Кислоти. Молекули кислот складаються із атомів водню і кислотних залишків. Тому при дисоціації будь-якої кислоти у розчині утворюються позитивно заряджені іони водню й різні аніони:

HNO₃ = Н⁺+ ; H₂SO₄ =2 Н⁺+

Дисоціація багатоосновних слабких кислот йде ступінчасто:

H₂СO₃ «Н⁺+

«Н⁺+

Основи. Основами (гідроксидами) називають електроліти, що при дисоціації у розчині утворюють лише один вид аніонів – гідроксид-іони і різні катіони

NaOH = Na⁺+OH^-; NH₄OH « +OH^-

Багатокислотні гідроксиди дисоціюють ступінчасто:

Cu(OH)₂ «CuOH⁺+OH^-

CuOH⁺ «Cu²⁺+OH^-

Амфотерні гідроксиди (амфоліти). До амфотерних відносять гідроксиди, які залежно від умов можуть взаємодіяти як із кислотами, так і з основами. Це Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ і деякі інші. Така поведінка амфотерних гідроксидів пояснюється тим, що в їх молекулах міцність зв’язків Ме-О і О-Н приблизно однакова. Тому амфоліти можуть дисоціювати і за типом кислоти і за типом гідроксиду:

Солі – це електроліти, що утворюють при розчиненні у воді іони металів і кислотних залишків. Солі бувають середні, кислі і основні. Розчинні середні солі є сильними електролітами і дисоціюють повністю на іони.

Кислі солі утворені за рахунок іонного та полярного типу хімічного зв’язку. Тому дисоціація кислої солі йде ступінчасто: на першому ступені – цілком (у результаті розриву іонного зв’язку), а на другому – незначно (внаслідок розриву ковалентного полярного зв’язку):

До складу основних солей входять гідроксильні групи. Основні солі погано розчиняються у воді й дисоціюють ступінчасто:

Cu(OH)Cl = Cu(OH)⁺+Cl^-, Cu(OH)⁺«Cu²⁺+OH^-,

Основні солі слабкої основи майже не дисоціюють за другим ступенем. Тому в розчині основної солі гідроксильних іонів дуже мало.

Із наведених прикладів видно, що характер іонів, що утворюються при дисоціації солей, визначається природою останніх.

Константа дисоціації К_дис слабких електролітів пов’язана зі ступенем дисоціації та концентрацією слабких електролітів законом розведення Освальда:

, якщо α<<1, то

1.2. Реакції в розчинах електролітів

Необхідно пам’ятати, що реакції в розчинах електролітів фактично проходять між іонами і супроводжуються утворенням осадів, виділенням газів або утворенням інших малодисоційованих молекул. Тому при написанні іонно-молекулярних рівнянь хімічних реакцій необхідно враховувати ступінь дисоціації і розчинність речовин. У вигляді іонів записують лише сильні електроліти, а слабкі електроліти, газоподібні леткі продукти і нерозчинні (слабко-розчинні) сполуки – в молекулярній формі.

Приклад 1. Написати в молекулярній і іонній формах рівняння взаємодії гідроксиду міді із сірчаною кислотою.

Розв’язання. В молекулярній формі

Сu(OH)₂+H₂SO₄ = CuSO₄+2H₂O

В іонній формі

Сu(OH)₂+2H⁺ = Cu²⁺+2H₂O

Реакцію середовища будь-якого водного розчину встановлюють за значенням водневого показника рН, десятковим логарифмом концентрації іонів водню в розчині, взятим із протилежним знаком.

рН =- lg[H⁺]

Аналогічно

рОН =- lg[ОH^-]

Для розбавлених розчинів рН+рОН = 14 при температурі 22°С.

Приклад 2. Визначити рН розчину соляної кислоти, якщо С(HCl)=0,01 моль/л.

Розв’язання. Визначаємо концентрацію іонів водню

[H⁺] = С · n ·a, (1)

де: С – молярна концентрація кислоти, моль/л; п – число іонів водню, що утворюються із однієї молекули кислоти; a - ступінь дисоціації, в частках одиниці.

Для соляної кислоти (НСl = H⁺+Cl^-), n = 1; a = 1.

Концентрація іонів водню

[H⁺] = 0,01×1×1 = 10^-2 моль/л

рН =- lg10^-2 = 2

Приклад 3. Визначити рН розчину H₂SO₄, якщо С(H₂SO₄)=0,01 моль/л, а a = 75%.

Розв’язання. Визначаємо концентрацію іонів водню на підставі (1)

[H⁺] = Спa = 0,01×2×0,75 = 1,5×10^-2 моль/л

рН = - lg1,5×10^-2 = 1,82

Приклад 4. Визначити рН водного розчину NaOH, якщоС(NaOH)=0,05 моль/л, а a = 100%.

Розв’язання. Визначаємо концентрацію OH^— іонів.

[ОH^-] = 0,05×1×1 = 5×10^-2 моль/л

рОН =- lg5×10^-2 = 1,3; рН = 14-1,3 = 12,7

Для швидкого і наближеного визначення рН різних розчинів користуються індикаторами, що змінюють своє забарвлення в окресленому інтервалі рН. Найважливішими індикаторами є лакмус, метилоранж і фенолфталеїн.

Точні значення рН розчину можна дістати за допомогою спеціальних приладів - рН -метрів.

Для характеристики розчинності малорозчинних сполук використовують величину, яку називають добутком розчинності ДР:

ДР(К_mA_n) = [Kⁿ⁺]^m·[A^m-]ⁿ

Гідроліз солей – обмінна реакція речовини з водою, яка приводить до утворення малорозчинних або малодисоційованих сполук (основи, кислоти, основних або кислих солей).

Необхідно добре пам’ятати:

1) гідроліз солей – процес оборотний і характеризується константою гідролізу K_г;

2) гідролізу підлягають солі утворені:

а) сильною основою і слабкою кислотою;

б) слабкою основою і сильною кислотою;

в) слабкою основою і слабкою кислотою;

3) солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, а також солі, нерозчинні у воді, гідролізу не підлягають.

Приклад 5. Скласти рівняння гідролізу карбонату натрію Na₂CO₃.

Розв’язання. Сіль Na₂CO₃ утворена сильною основою NaОН і слабкою кислотою Н₂CO₃. Гідроліз буде протікати по аніону. Запишемо рівняння реакції гідролізу цієї солі:

а) дисоціація солі

Na₂CO₃ =

б) гідроліз аніона

І ступінь:

ІІ ступінь:

Отже, розчини солей, що складаються з аніонів слабких кислот і катіонів сильних основ, гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі. Розчини таких солей мають лужну реакцію.

Приклад 6. Скласти рівняння реакцій гідролізу солі FeCl₃.

Розв’язання. Сіль FeCl₃ утворена слабкою основою Fe(ОН)₃ і сильною кислотою НСl. Гідроліз буде протікати по катіону. Процес дисоціації FeCl₃ відбувається так:

Гідроліз катіона проходить за схемою:

І ступінь: Fe³⁺+HOH ↔ Fe(OH)²⁺+H⁺

ІІ ступінь:

ІIІ ступінь:

При кімнатній температурі процес гідролізу Fe³⁺ йде за першим ступенем. За третім ступенем гідроліз цієї солі може йти лише при кип’ятінні.

Таким чином, солі слабких основ і сильних кислот гідролізують з утворенням слабкої основи (якщо це сіль однокислотної основи) або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН<7).

Приклад 7. Складіть рівняння гідролізу ацетату амонію CH₃COONH₄.

Розв’язання. Внаслідок дисоціації цієї солі

CH₃COONH₄ = CH₃COO ^- +

утворюється аніон слабкої кислоти і катіон слабкої основи, які гідролізуються за схемою:

CH₃COO ^- +HOH↔ CH₃COOH+OH ^-

Розчин такої солі внаслідок її гідролізу може мати такі значення рН: 7, >7, <7. Ці значення визначаються константою дисоціації сильнішого електроліту (кислоти або основи). В нашому випадку розчин має рН =7, оскільки константи дисоціації гідроксиду амонію і оцтової кислоти практично однакові

Необхідно знати, що гідролізують не всі молекули, які є в розчині, а лише їх частина. Кількісно гідроліз оцінюють за ступенем і константою гідролізу.

Ступінь гідролізу h - це відношення кількості прогідролізованої солі (С_гідр), до загального числа розчинених молекул (С_заг).

Константа гідролізу К_г – константа рівноваги реакції гідролізу, її значення не змінюється при сталій температурі

Ступінь гідролізу, як правило, невеликий і в 0,1 М розчині CH₃COONa і в 0,1 М розчині NH₄Cl при температурі 298 К складає біля 10^-4, тобто в цих розчинах гідролізується лише одна молекула із 10000. В той самий час у гарячих розчинах гідроліз може настільки підсилитися, що пройде повний розклад солі. Це спостерігається зокрема для розчину FeCl₃, в якому при нагріванні виділяється Fe(ОН)₃ у вигляді колоїдних частинок.

Гідроліз деяких солей, утворених дуже слабкими кислотами, є процес необоротний, наприклад, гідроліз сульфідів і карбонатів алюмінію, хрому й заліза.

Fe₂S₃+6H₂O = 2Fe(OH)₃+3H₂S

Тому при взаємодії солей, що мають іони Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺ з розчинами сульфідів і карбонатів, в осад випадають не сульфіди і карбонати цих катіонів, а їх гідроксиди.

2AlCl₃+3Na₂S+6H₂O = 2Al(OH)₃ ¯ +3H₂S ­ +6NaCl

Розчини електролітів такої самої концентрації, що й розчини неелектролітів, замерзають при нижчих температурах і киплять при вищих температурах, ніж розчини неелектролітів. При обчисленні температури замерзання й температури кипіння розчинів електролітів необхідно застосовувати такі рівняння:

Dt_зам = iK_крC_m; (2)

Dt_кип = iK_ебC_m; (3)

де i - ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа. Він показує, у скільки разів більше частинок електроліту утворилося у розчині порівняно з кількістю вихідних і описується відношенням:

(4)

Ізотонічний коефіцієнт можна також визначити за рівнянням

i = 1+a(n-1), (5)

де n – число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту.

Приклад 8. Визначити температуру замерзання 5%-го розчину Na₂SО₄, якщо a = 90%.

Розв’язання. Згідно з рівнянням (5)

i = 1+0,9(3-1) = 2,8;

моль/кг.

Тоді Dt_зам = iK_крC_m = 2,8×1,83×0,37 = 1,93. Отже, температура замерзання розчину дорівнює -1,9°С.