Розчини відіграють важливу роль для живих організмів. З утворенням розчинів безпосередньо зв’язані процеси засвоєння речовин, в тому числі ліків, та виведення з організму продуктів життєдіяльності. Тому, важливим є вивчення розчинності речовин у рідинах та залежність розчинності від різних факторів (температури, тиску, природи речовин). Основною характеристикою розчинів є їх кількісний склад. Це стосується як лабораторних досліджень, так і виготовлення та використання лікарських препаратів. Адже при виготовленні, аналізі чи застосуванні ліків необхідно знати вміст основного компоненту (активної речовини) у препараті, а також часто доводиться робити перерахунок концентрацій від одного способу вираження в інший. Існує численна кількість органічних речовин, які будучи діючими компонентами лікарських засобів, є неелектролітами, проте відіграють дуже важливу роль у фізіологічних процесах організму. Знання колігативних властивостей розбавлених розчинів неелектролітів дає можливість аналізувати такі явища як дифузія, осмос, тургор, плазмоліз, гемоліз, перехід речовин через біологічні мембрани, іонообмін в організмі, мембранна рівновага.

Розчини — одна з найбільш поширених систем, що зустрічаються в природі. Повітря, водоймища, гірські породи — це газові, рідкі та тверді розчини.

Усі фізіологічні рідини в організмі людини, тварин, рослин є розчинами. Майже всі лікарські засоби чинять лікувальну дію на організм у розчиненому стані. Синтез і виробництво основної маси ліків здійснюється у розчинах. Розчини використовують майже в кожному технологічному процесі. Більшість продуктів харчування людини — розчини. Прогрес біології, медицини, фармації в значній мірі пов'язаний з розвитком учення про розчини.

Розчином називають дво- або багатокомпонентну гомогенну систему, склад якої може безперервно змінюватися у межах, визначених розчинністю.

Розчин може бути твердим, рідким або газоподібним. Найбільше практичне значення мають рідкі розчини, особливо водні. Один з компонентів розчину називають розчинником, інші — розчиненими речовинами. Звичайно розчинником вважають компонент, який міститься в надлишку порівняно з іншими компонентами. Якщо один з компонентів рідина, то саме його називають розчинником.

Самим поширеним розчинником на нашій планеті є вода. Тіло середньої людини масою 70 кг містить приблизно 40 кг води. У тварин і рослинних організмів вода складає від 50 до 90-95 %.

Внаслідок своїх аномальних властивостей вода – універсальний розчинник, чудово приладнаний для життєдіяльності. Насамперед вода добре розчиняє іонні й більшість полярних сполук. Така властивість води пов’язана значною мірою з її високою діелектричною проникністю (ε = 78,5). Оскільки сили тяжіння між іонами, згідно закону Кулона, змінюються обернено пропорційно величині ε, тяжіння між іонами зменшується приблизно у 80 разів при розчиненні іонних сполук у воді. Внаслідок більшість іонних сполук дисоціюють і відрізняються високою розчинністю у воді.

Інший багато чисельний клас речовин, добре розчинних у воді, включає такі полярні органічні сполуки, як сахара, альдегіди, кетони, спирти. Їх розчинність у воді пояснюється здатністю молекул води до утворення полярних зв’язків з полярними функціональними групами цих речовин, наприклад, з гідроксильними групами спиртів і сахарів або з атомом оксигену карбонільної групи альдегідів і кетонів.

Внаслідок високої полярності вода викликає гідроліз речовин.

Оскільки вода складає основну частину внутрішнього середовища організмів, то вона забезпечує процеси всмоктування, пересування поживних речовин і продуктів обміну. Необхідно відзначити, що вода є кінцевим продуктом біологічного окислення речовин, яке супроводжується виділенням великої кількості енергії – приблизно 21 – 29 кДж/моль .

Важливі й інші аномальні властивості води: високий поверхневий натяг, низька в’язкість, високі температури плавлення й кипіння й більш висока густина у рідкому стані, аніж у твердому.

Молекула води утворюється з двох атомів гідрогену й атома оксигену. Кут між ними складає 104,5 ⁰. Внаслідок асиметрії у розподілі електронів навколо атома оксигену центр негативного електричного заряду (неподіленої пари електронів) електронної хмари не співпадає з центром позитивного заряду атома оксигену. Це призводить до появи значного електричного дипольного моменту молекул води, який і визначає її полярні властивості й добру розчинність полярних і низьку розчинність неполярних речовин у воді.

Для води характерна наявність асоціатів – груп молекул, з’єднаних водневими зв’язками.

Залежно від спорідненості до води функціональні групи ділять на гідрофільні (що притягають воду), які легко сольватуються водою, гідрофобні (що відштовхують воду) й дифільні.

До гідрофільних груп відносяться полярні функціональні групи: гідроксильна –ОН, аміно – NH₂, тіольна – SH, карбоксильна – СООН. До гідрофобних – неполярні групи, наприклад вуглеводневі радікали: СН₃(СН₂)_п^-, С₆Н₅^-. До дифільних відносять речовини (амінокислоти, білки, нуклеїнові кислоти), молекули яких містять як гідрофільні групи, так і гідрофобні.

Класифікація розчинів.

Розчини речовин з молярною масою менше 5000 г/моль називають розчинами низькомолекулярних сполук (НМС), а розчини речовин з молярною масою понад 5000 г/моль – розчинами високомолекулярних сполук (ВМС).

За наявністю або відсутністю електролітичної дисоціації розчини НМС діляться на розчини електролітів і неелектролітів.

Речовини, що розпадаються на іони в розчинах або розплавах і тому проводять електричний струм – електроліти (до них належать кислоти, основи і майже усі солі). Речовини, які за таких самих умов не розпадаються на іони і електричний струм не проводять – неелектроліти (до них належать більшість органічних сполук, а також речовини, в молекулах яких є тільки ковалентні неполярні або мало полярні зв’язки).

Розчини можуть бути насиченими, ненасиченими і пересиченими. Насиченим називається розчин, який перебуває у динамічній рівновазі з надлишком розчиненої речовини. У насиченому розчині за даної температури міститься максимально можлива кількість розчиненої речовини. У ненасиченому розчині міститься менше речовини, а в пересиченому – більше, ніж у насиченому. Пересичені розчини досить нестійкі. Легке струшування посудини або добавляння в розчин кристала солі викликає випадання в осад надлишку розчиненої речовини.

Розчини НМС – електролітів і неелектролітів – називають істиними на відміну від колоїдних розчинів. Істині розчини характеризуються гомогенністю складу й відсутністю поверхні розподілу між розчиненою речовиною й розчинником. Розмір розчинених часток – іонів і молекул – менше як 10^-9 м.

Залежно від агрегатного стану розчиненої речовини і розчинника (дисперсійного середовища) розчини бувають: газоподібні, тверді, рідкі.

Газоподібні розчини – це суміші газів.

Гомогенні тверді розчини можуть утворювати солі, метали або оксиди. Відомі тверді розчини двох типів: заміщення і вкорінення.

Як і в індивідуальних кристалічних речовинах, в твердих розчинах атоми, іони або молекули утримуються в кристалічній решітці силами міжатомної, міжіонної або міжмолекулярної взаємодії. Але кристалічну решітку твердого розчину утворюють частинки двох чи більше речовин, розміщених відносно один одного невпорядковано. Іншими словами, твердий розчин представляє собою змішаний кристал. В залежності від способу розміщення частинок розрізняють тверді розчини заміщення і включення.

Тверді розчини заміщення утворюються в тому випадку, якщо кристалічні решітки компонентів однотипні і розміри компонентів близькі. Необхідною умовою утворення твердих розчинів є також подібність хімічних властивостей речовин (однаковий тип хімічного зв’язку). Так, в кристалі КСl іони хлору можуть бути поступово заміщені іонами брому,тобто можна здійснити практично неперервний перехід від складу КСl до складу KBr без помітної зміни стійкості кристалічної решітки. Властивості твердих розчинів, які утворюються теж неперервно змінюються від КСl до KBr. Деякі приклади іонних, атомних, молекулярних і металічних твердих розчинів заміщення: Si– Ge, Se – Te (ковалентні кристалічні решітки), КСl – KBr, K₂SO₄ – K₂BeF₄ (іонна кристалічна решітка), Ag – Au, Au – Pt (металічна кристалічна решітка), Br₂ – I₂ (молекулярна кристалічна решітка).

Якщо розмір частинок одного з компонентів не перевершує ²/₃розміру частинок другого, то можливе утворення твердих розчинів включення шляхом проникнення менших за розміром частинок в порожнини кристалічної решітки, утвореної більш крупними частинками. Тверді розчини включення, наприклад, утворюються при одночасній кристалізації заліза і вуглецю; при поглинанні деякими металами водню. Утворення твердих розчинів з компонентів супроводжується (як і у випадку рідких розчинів):

· Енергетичним ефектом;

· Зміною загального об’єму;

· Зміною ряду властивостей вихідних компонентів.

Тверді розчини отримують частіше всього при кристалізації рідких розчинів.

Так, твердий розчин Ag – Au утворюється при кристалізації рідкого сплаву цих металів; при одночасній кристалізації з водного розчину або з розплаву утворюються змішані кристали КСl – KBr.

Рідкі розчини утворюються при розчиненні газоподібних, рідких або твердих речовин у дисперсійному середовищі (розчиннику). Цей тип розчинів, які належать до рідких однофазних систем, є найважливішим, оскільки більшість біологічних, геологічних і хімічних процесів відбуваються за участю рідких розчинів. Велике значення мають розчини в будівельній справі, технології напівпровідників, різних галузях науки, техніки і промисловості.

У рідких розчинах розчинником, як правило, є рідини, зокрема вода. Незалежно від вмісту розчиненої речовини за розчинник вважають той компонент розчину, агрегатний стан якого не змінюється, тобто залишається рідким. Це насправді так, коли мова йде про розбавлені розчини. Висококонцентровані розчини, в яких переважає вміст розчиненої речовини, розглядають як розчини води в іншому компоненті. Це, наприклад, системи метанол-вода з вмістом метанолу 80-90 %, сіль-вода, яка є розчином води в невпорядкованій кристалічній решітці електроліту.

Теорії утворення розчинів.

Розчини, як дво- і більш компонентні системи, склад яких може змінюватись у досить широких межах, нагадують механічні суміші. Проте, змінність складу розчинів ще не означає, що між компонентами розчинів немає хімічної взаємодії.

Фізична теорія розчинів (Я. Вант - Гофф і С. Арреніус) розглядає процес розчинення, як простий розподіл (диспергування) однієї речовини у всьому об’ємі іншої, а отже, властивості розчинів мають залежати лише від концентрації розчиненої речовини. За фізичною теорією розчинник – це індиферентне середовище, в якому хаотично розподілені часточки розчиненої речовини .

Але, насправді, властивості розчинених речовин відрізнялися від хімічних властивостей цих же речовин у твердому стані.

Виникає хімічна теорія розчинів (Д.І.Менделєєв). Головна ідея цієї теорії припускає хімічну взаємодію компонентів розчину і утворення неміцних і частково дисоційованих сполук між розчиненою речовиною і розчинником. Такі сполуки називаються сольватами (гідратами), а процес їх утворення внаслідок взаємодії компонентів розчину – сольватацією (гідратацією). Терміни “гідрати” і “гідратація” застосовують, коли розчинником є вода.

Існування сольватів (гідратів) у розчині підтверджується виділенням відповідних сполук з рочинів у вигляді кристалосольватів або кристалогідратів. Так, якщо розчинити у воді безводні солі, наприклад, CuSO₄, NaCO₃,Mg(ClO₄)₂, то потім з рочину вони виділяються у вигляді кристалогідратів складу: CuSO₄ ×5Н₂О, NaCO₃× 10Н₂О, Mg(ClO₄)₂×6Н₂О. Подібно поводять себе більшість солей і деякі представники інших класів неорганічних сполук. З неводних розчинників також можна добути кристалосольвати. Наприклад, CaCl₂× 6CH₃OH, Mg(ClO₄)₂ × 6CH₃OH. Про утворення сольватів або гідратів можна дізнатися за зовнішніми змінами, що відбуваються з розчинами, наприклад, за :

1. Зміною об’єму при розчиненні спирту і Н₂SO₄ у воді;

2. За зміною забарвлення розчину при розчиненні (білий СuSO₄утворює голубо-сині розчини, а синій безводний СоСl₂ – рожеві розчини).

Внаслідок перебігу процесів сольватації або гідратації розчинення речовин у розчинниках супроводиться певним енергетичним ефектом. Зміна ентальпії при розчиненні одного моля речовини називається ентальпією розчинення цієї речовини у даному розчиннику. Тепловий ефект розчинення (екзо- чи ендотермічний) залежить від двох величин:

а) енергії кристалічної решітки речовини;

б) енергії взаємодії розчиненої речовини з молекулами розчинника (ентальпія сольватації).

Сучасна теорія розчинів об'єднує фізичну і хімічну теорії, однак єдиної кількісної теорії, що давала б можливість визначати властивості розчину за властивостями компонеіпігі і складом розчину, ще не існує. Це дуже складна проблема молекулярної фізики та вчення про хімічний зв'язок.

Міри концентрації розчинів.

Важливою характеристикою будь-якого розчину є його концентрація. Цією величиною визначається більшість властивостей розчинів.

Еквівалентом називають реальну або умовну частку речовини Х, яка може приєднувати, вивільнювати або бути будь-яким іншим чином еквівалентна одному іону гідрогену в даній кислотно-основній реакції або одному електрону в окислювально-відновній реакції.

Під умовною часткою розуміють як реально існуючі частинки (молекули, іони, електрони), так і долі таких частинок (наприклад, ½ іону) або їх групи.

Кількість речовини еквіваленту є моль.

Фактор еквівалентності f екв.(Х) – це число, яке позначає, яка доля реальної частки речовини Х еквівалентна одному іону гідрогену в даній кислотно-основній реакції або одному електрону в окислювально-відновній реакції.

Фактор еквівалентності розраховують на основі стехіометрії даної реакції з рівності

f екв.(Х) = 1/z, де z – основність кислоти або кислотність основи даної кислотно-основної реакції, а також електронів, що приймають участь у даній окислювально-відновній реакції. z- величина безрозмірна.

Молярна маса еквівалента речовини Х (маса одного моля еквівалента речовини) – величина, яка вимірюється добутком фактора еквівалентності на молярну масу речовини Х:

M (1/z X) = 1/z M (X), де M (1/z X) – молярна маса еквівалента.

Одиниці вимірювання молярної маси еквівалента – г/моль.

Нормальність (нормальна концентрація) - це число еквівалентів розчиненої речовини в 1л розчину. Нормальність позначають N і вимірюють в молях на літр: N, моль/л.

N = u_(еквів) / V_р-ну

Доповнення до закону еквівалентів: якщо дві речовини 1 і 2 взаємодіють між собою, то для їх розчинів з концентраціями N₁ і N₂ характерна рівність:

N₁ ×V₁ = N₂×V₂

Де N₁ і N₂ – нормальності розчинів речовин 1 і 2, які взаємодіють між собою;

V₁ і V₂ – об’єми розчинів речовин 1 і 2.

Знаючи, нормальність і об’єм однієї речовини, а також об’єм іншої речовини, що вступає в реакцію з першою, можна розрахувати її нормальність:

N₂ = N₁ ×V₁/ V₂

Приклад 2. Визначте моляльну і молярну концентрації та молярну концентрацію еквівалентів розчину сульфатної кислоти з масовою часткою 15 % (r = 1,10 г/мл).

Розв'язання. 1) Для розрахунку моляльної концентрації треба визначити спочатку масу сульфатної кислоти, яка припадає на 1000 г води:

1000 : 85 = х : 15

Молярна маса H₂SO₄ становить 98 г/моль, отже

моль/кг

2) Для розрахунку молярної концентрації та молярної концентрації еквівалентів потрібно визначити масу сульфатної кислоти, що міститься в 1 л (1000 мл), тобто в 1000 × 1,1 = 1100 г розчину.

1100 : 100 = у : 15,

г.

Поділивши цю масу на молярну масу сульфатної кислоти, визначаємо молярну концентрацію розчину:

С_М== 1,68 моль/л або 1,68 М;

а поділивши на молярну масу еквівалентів H₂SO₄

г/моль,

одержимо молярну концентрацію еквівалентів розчину:

С_Е= = 3,37 моль/л або 3,37 н.

Приклад 3. Визначте молярну концентрацію та молярну концентрацію еквівалентів розчину сульфатної кислоти, титр якого становить 0,00049 г/мл.

Розв'язання. 1) Молярна маса сульфатної кислоти: М(H₂SO₄) = 98 г/моль. Знаходимо молярну концентрацію її розчину:

моль/л.

2) Молярна маса еквівалентів сульфатної кислоти становить

г/моль

Знаходимо молярну концентрацію еквівалентів сульфатної кислоти:

моль/л.

Приклад 4. Скільки літрів розчину AgNO₃ з молярною концентрацією еквівалентів 0,1 моль/л необхідно для обмінної реакції з 0,5 л розчину AlCl₃з молярною концентрацію еквівалентів 0,3 моль/л?

Розв'язання. У зв’язку з тим, що об’єми реагуючих одна з одною речовин обернено пропорційні їх концентраціям, які виражені через молярні концентрації еквівалентів, можна скористатися формулою :

;

л розчину.

Можна міркувати і так:

В 0,5 л розчину AlCl₃ з молярною концентрацією еквівалентів 0,3 моль/л міститься 0,5 × 0,3 = 0,15 еквівалента. Для взаємодії з даною кількістю AlCl₃ потрібне таке ж число еквівалентів AgNO₃, тобто 0,15. В 1 л розчину AgNO₃міститься 0,1 еквівалента, а 0,15 еквівалента буде міститися в 1,5 л розчину.

Моляльна концентрація (моляльність) – це кількість молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника. Позначається :

С_m = u_{(роз. реч-ни)}/ m_{(розчинника)}, (моль/кг)

Титр розчину – концентрація розчину, яка показує кількість розчиненої речовини у г, що міститься у 1 мл розчину:

Т = m_{(роз. реч)}/V_р-ну, (г/мл, г/л).

Приклад 5. Визначте титр розчину H₂SO₄з молярною концентрацією еквівалентів 0,5 моль/л.

Розв'язання. Молярна маса еквівалентів сульфатної кислоти становить

г/моль.

Розчин сульфатної кислоти H₂SO₄ з молярною концентрацію еквівалентів 0,5 моль/л буде містити 0,5 × 49 = 24,5 г/л, а 1 мл буде містити в 1000 раз менше, тобто

г/мл;

Водневий показник.

Молекули води маючи великі дипольні моменти, в невеликій кількості і самі розпадаються на йони згідно рівняння:

Н₂О Н⁺ + ОН^– або 2Н₂О Н₃О⁺ + ОН^– .

Виходячи із значення константи дисоціації К_д=[H⁺]^.[OH^–]/ [H₂O] = 1.86^.10^–16 можна зробити висновок, що вода слабкий електроліт ( із 55 млн. молекул во-ди, що містяться в одному літрі дисоціює тільки одна ). Отже , при постійній температурі концентрація недисоційованої форми величина постійна і стано-вить:

[ H₂O] = 1000/18 = 55.56 (моль/літр), де 1000 г/л – маса одного літра води, 18 г/моль – маса одного моля води.

З рівняння, що визначає константу дисоціації води отримуємо вираз добутку двох констант:К_д^.[ H₂O] = [H⁺]^.[OH^–], який називають іонним добутком води.

1.86 ^.10 ^–16 ^. 55.56 = [ H⁺] ^. [OH^–]

10 ^–14 = [ H⁺] ^.[ OH^–]

Іонний добуток води показує, що: зміна концентрацій одного йону не може проходити без зміни концентрації іншого; співвідношення концентрацій вільних водневих та гідроксильних йонів визна-чає активну реакцію розчину:вільні водневі йони визначають активну кислот-ність, а вільні гідроксильні йони визначають активну лужність середовища.

Розчини в яких [ H⁺] = [ OH^–] називають нейтральними;

Розчини в яких [H⁺] > [ OH ^–] називають кислими ;

Розчини в яких [ H⁺]< [ OH^–] називають лужними.

Виходячи з рівняння дисоціації води та виразу іонного добутку можна встановити активну реакцію води:

Н₂О Н⁺ + ОН^–

[ H⁺] ^.[ OH^–] = 10 ^–14

Поскільки при дисоціації утворюється однакова кількість протонів водню та гідроксильних аніонів, то позначивши концентрацію протонів водню через Х, приймаємо і концентрацію гідроксильних аніонів теж рівну Х.

Маємо :

Х² = 10^--14

X = [ H⁺] =[ OH^--] = 10^--7

Отже: вода має нейтральну реакцію .

Поскільки значення молярної концентрації протонів водню та аніонів гідрокси-лу є числа з від‘ємними показниками ступеня, то в розрахунках користуватися ними незручно . Тому, нім . вчений Зьоренсен ввів поняття водневого показни-ка рН (potens hidrojen), що означає в дослівному перекладі « сила водню»:

Водневий показник являє собою десятковий логарифм концентрації водневих іонів з від‘ємним знаком: рН = – lg [H⁺].

Якщо [H⁺] = 10^–7, то рН = – lg [ 10^–7] = 7 ; [ H⁺] = 10^-11 то рН = 11 .

Отже: для нейтральних розчинів рН = 7 , для кислих розчинів рН 7, для луж-них розчинів рН > 7 .

Значення рН розчинів можна точно знайти лише електрохімічним шляхом. Для швидкого та наближеного визначення рН різних розчинів користуються індикаторами — складними органічними речовинами, які за хімічним характером є слабкими кислотами або основами. Вони змінюють своє забарвлення залежно від дисоційованої й молекулярної форм (табл.).

Відомо, що кров здорової людини має рН 7,3-7,4. Точніше, плазма крові має рН близько 7,36 - тобто концентрація катіонів гідроксонія H₃O⁺ тут становить 4,4 · 10^-8 моль/л. А зміст гідроксид-іонів OH^-у плазмі крові - 2,3. 10^-7моль/л, приблизно в 5,3 разів більше. Таким чином, реакція крові дуже слаболужна.

Буферними системами називають розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію іонів Гідрогену, тобто значення рН середовища, при добавлянні до них невеликих кількостей кислоти чи лугу або при розбавлянні їх.

Типи буферних систем

До буферних систем належать суміші, що містять:

• Слабку кислоту і сіль цієї кислоти, утворену сильною основою, наприклад СН₃СООН + СН₃СООNa (ацетатний буфер);

• Слабку основу і сіль цієї основи, утворену сильною кислотою, наприклад NH₄OH + NH₄Cl (аміачний буфер);

• Солі багатоосновних кислот, наприклад NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ (фосфатний буфер); Na₂CO₃ + NaHCO₃ (карбонатний буфер);

• Сильну або слабку кислоту (кислотний компонент) і гліцин або луг (основний компонент), наприклад HCl + NH₂CH₂COOH (діапазон рН 1,0-3,7), NH₂CH₂COOH + NаOH (діапазон рН 2,2 – 6,5).

Буферна ємність.

Кількісною мірою стійкості буферних систем підтримувати стале значення рН є величина буферна ємність. Буферною ємністю називають кількість моль-еквівалентів сильної кислоти, яку необхідно долити до одного дециметра кубічного буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю.

В=C·V/∆pH·Vбуф,

де В – буферна ємність, С – концентрація кислоти або основи, V – об'єм даного електроліту, Vбуф – об'єм буферного розчину, ∆pH – зміна рН.

Буферна ємність залежить від:

1. Концентрації компонентів

2. Співвідношення компонентів

Найбільшу буферну ємність мають розчини з однаковою концентрацією компонентів буферної суміші.

Вк – буферна ємність за кислотою;

Вл – буферна ємність за лугом;

ΔрН – зміна рН буферної системи при додаванні кислоти (лугу)

Матеріали підготовки до пракичного заняття з біонеорганічної хіміії

12 3