Розділ 3 розчини

Найпоширенішими системами у природі є розчини. Вони відіграють виключно важливу роль у життєдіяльності організмів. Як універсальний розчинник твердих, рідких і газоподібних речовин, вода є тим середовищем, в якому відбуваються більшість хімічних реакцій, а також різноманітні фізіологічні та біохімічні процеси, зокрема транспортування поживних речовин в організмі. У кількісному відношенні вода є основною складовою частиною усіх рідин (секретів) організму. Основні біологічні системи – плазма крові, лімфа, сеча, спинномозкова рідина – містять у розчиненому стані різні неорганічні та органічні речовини. Наприклад, плазма крові складається з води (90–92 %) і сухої речовини (8-10 %). Неорганічні речовини представлені переважно катіонами Натрію, Калію, Кальцію, Магнію та аніонами Хлору, гідрогенкарбонат- і гідрогенфосфат-йонами. З органічних речовин там містяться білки (альбуміни, глобуліни, фібриноген), небілкові нітрогеновмісні сполуки (амінокислоти, поліпептиди), продукти розкладання білків і нуклеїнових кислот (сечовина, креатин, сечова кислота, креатинін), глюкоза, жири, ліпоїди та ін.

Розчинами називають гомогенні термодинамічно стійкі системи, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії.

Властивості розчинів, які не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються кількістю частинок (виражені концентрацією розчину), називають колігативними. Термін колігативні означає "зв'язані між собою". До них відносяться:

1. зниження тиску пари розчинника над розчином;

2. зниження температури замерзання розчину;

3. підвищення температури кипіння розчину;

4. осмотичний тиск розчину.

Ці властивості розглядають разом, тому що вони обумовлені спільними причинами. Знання колігативних властивостей розбавлених розчинів дає можливість аналізувати такі явища як дифузія, осмос, перехід речовин через біологічні мембрани, йонообмін в організмі, гемоліз, мембранна рівновага.

Особливістю розбавлених розчинів нелетких речовин є те, що тиск насиченої пари розчинника над розчином завжди нижчий від тиску насиченої пари над чистим розчинником, тому температура кипіння розчину підвищується, й температура кристалізації знижується.

Кількісно це явище підпорядковується першому закону Рауля (1887 р.): тиск пари розчинника над розведеним розчином нелеткої речовини прямо пропорційний молярній концентрації розчинника в розчині:

.

Згідно закону Рауля відносне пониження тиску пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини:

,

де Р_А⁰ – тиск пари над чистим розчинником при даній температурі; Р_А – парціальний тиск пари розчинника над розчином при тій же температурі; n_b – число молів розчиненої речовини; n_a – число молів розчинника.

Для дуже розбавлених розчинів n_b у знаменнику можна знехтувати:

.

При дисоціації молекул розчиненої речовини в приведені формули вводять ізотонічний коефіцієнт: ;.

Відношення числа утворених частинок у розчині N_i. до загального числа молекул розчиненого електроліту N_o називають ізотонічним коефіцієнтом Вант-Гоффа і позначають і:

Внаслідок дисоціації усі перелічені вище колігативні властивості розчинів електролітів теж у і разів більші, ніж для розчинів неелектроліту однакової моляльної концентрації:

Значення ізотонічного коефіцієнта залежить від ступеня йонізації електроліту а та числа йонів, на які дисоціює кожна молекула електроліту n. Вираз, що пов'язує ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа зі ступенем йонізації:

Якщо ступінь дисоціації бінарних електролітів типу NaCl, KBr, LiOH тощо прийняти за одиницю, то одержимо значення ізотонічного коефіцієнта і, що дорівнює 2. Для електролітів, кожна молекула яких дисоціює на три йони (MgCl₂, K₂SO₄, Ca(NO₃)₂ тощо), і = 3, а для солі A1₂(SO₄)₃ i = 5. Це означає, що експериментальні значення ∆Т_кип або ∆Т_зам розчинів цих речовин у стільки ж разів більші, ніж обчислені теоретично за другим законом Рауля.