ЭЛЕКТРОЛИТЫ

ЭЛЕКТРОЛИТЫ — вещества, электропроводность которых в твердом, расплавленном или растворенном состоянии частично или полностью обусловлена переносом положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов. Элекролиты являются непременными составными частями всех растительных и животных организмов, где они участвуют в функционировании большинства жизненно важных систем. Электролиты создают мембранные потенциалы (см. Биоэлектрические потенциалы), обеспечивают проведение нервного импульса (см. Нервный импульс), электропроводность биологических систем (см.), поддерживают тургор (см.) клеток и др. Совокупность процессов поступления в организм воды и электролитов, их распределения во внутренней среде и выведения из организма определяет состояние водно-солевого обмена (см.) и кислотно-щелочного равновесия (см.), а также объем и качественный состав жидкостей организма. Концентрация отдельных электролитов в сыворотке крови, моче и других биологических жидкостях является важным диагностическим тестом при ряде заболеваний сердечно-сосудистой системы, эндокринных заболеваниях, болезнях почек и др. Дефицит электролитов при сахарном диабете (см. Диабет сахарный) и несахарном диабете (см. Диабет несахарный), нефропатиях, сопровождающихся полиурией, недостаточности коры надпочечников, профузных поносах, неукротимой рвоте, длительном применении салурических мочегонных средств, гиперсекреции паратгормона (см.), гипервитаминозе D (см. Кальциферолы) и др. ведет к тяжелым нарушениям водно-солевого обмена, сопровождающимся сильной головной болью и судорогами; в тяжелых случаях при дефиците электролитов может развиться коллапс (см.). Избыток электролитов при нарушении выделительной функции почек, обезвоживании организма и при других патологических состояниях приводит к ангидремии (см.), гиперкалиемии (см.), гиперкальциемии (см.).

К электролитам, распадающимся на ионы (см.) в растворах (см.), относятся низкомолекулярные соли (см.), кислоты и основания (см.), высокомолекулярные соединения (полиэлектролиты), содержащие множественные ионогенные группировки — белки (см.), нуклеиновые кислоты (см.), гиалуроновые кислоты (см.), полиглутаминовые кислоты (см. Глутаминовая кислота), фосфатиды (см.) и вещества, при растворении дающие коллоидные растворы (см. Коллоиды),— мыла (см.), детергенты (см.).

Твердыми электролитами являются в основном вещества, образующие ионные кристаллы (см.). Ионной проводимостью обладают некоторые кристаллы другой природы, а также аморфные тела — ионообменные смолы (см. Иониты), некоторые стекла и полимеры (см. Высокомолекулярные соединения).

Распад электролитов на ионы происходит вследствие взаимодействия растворенного вещества с растворителем и называется электролитической диссоциацией. Если при диссоциации из молекулы электролита образуется по одному катиону и аниону с равными зарядами, то такие электролиты называют симметричными, или бинарными, а в зависимости от величины заряда 1—1-, 2—2-валентными и т. д. Если при диссоциации молекулы электролита образуется разное число катионов _и анионов, например , то электролиты называют несимметричными, 1—2-, 1—3-валентными и т. д. По числу ионов несимметричные электролиты подразделяют на тернарные (3 иона), квартернарные (4 иона) и т. д.

В случае неполной диссоциации электролитов степень диссоциации (а) — отношение числа диссоциированных молекул электролитов к исходному числу недиссоциированных молекул — определяют в соответствии с классической теорией электролитической диссоциации по уравнению а = (i-1)/(n-1) где i — так наз. коэффициент Вант-Гоффа, n — число ионов, на которые диссоциирует молекула электролита. В бесконечно разбавленных растворах а = ~1. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс (см. Действующих масс закон): , где К — константа диссоциации, Ак, Аа, Ам — эффективные концентрации катионов, анионов и недиссоциированных молекул соответственно. Значения а и Кd зависят от природы электролита, растворителя и температуры, однако величина в отличие от а не зависит от концентрации вещества. Связь между а и Кd бинарного электролита описывается законом Оствальда и выражается уравнением .

Макромолекулы полимеров, содержащих ионогенные группы, являются полиэлектролитами. Различают поликислоты, полиоснования и полиамфолиты, которые содержат как кислотные, так и основные группы (см. Амфолиты). В растворе макромолекула полиэлектролита существует в форме полииона, окруженного эквивалентным числом малых противоионов. Константа диссоциации К слабых полиэлектролитов уменьшается при увеличении степени диссоциации а, так как при этом возрастает суммарный заряд полииона и для последующей диссоциации ионов необходимо совершить большую работу. В растворах, содержащих низко молекулярные электролиты, наблюдается эффект их исключения из областей, занятых полиионом (так называемое доннановское распределение).

Степень диссоциации является важным фактором, определяющим эффективность физиологического действия биологически активных электролитов, таких как алкалоиды (см.), амины (см.), ауксины (см.), угольная кислота (см.) и др. Как правило, чем выше значение а, тем меньше эти вещества способны проникать в клетки, в результате чего их физиологический и фармакологический эффекты ослабевают.

Обычно в растворах электролитов эффективная концентрация ионов (активность) меньше их действительной концентрации, в основном из-за взаимодействия ионов с молекулами-диполями растворителя, то есть из-за сольватации (см.) и электростатического взаимодействия ионов между собой, которое зависит от расстояния между ионами (концентрации) и величины их зарядов (валентности). Мерой напряженности электростатического поля, создаваемого находящимися в растворе ионами, служит ионная сила (μ) раствора, которая рассчитывается по уравнению: , где Z — валентность ионов данного вида, С — их концентрация, n —число ионов, образующихся при диссоциации электролитов. Величина активности (А) электролита определяется концентрацией (С) и коэффициентом активности (f), зависящим от заряда и радиуса иона, диэлектрической проницаемости (см.) растворителя и температуры, а также от концентрации (см.) вещества: А = f*С. В случае концентрированных растворов f зависит также от природы электролитов и растворителя. В ряде случаев ионы электролитов благодаря электростатическому притяжению разноименных зарядов ассоциируют и образуют в растворе ассоциаты — так называемые ионные пары, тройники, квадруполи и т. д., в целом лишенные заряда. При этом ионы могут вступать в непосредственный контакт друг с другом или быть разделенными молекулами растворителя, то есть составлять контактные или разделенные растворителем (сольваторазделенные) ионные пары. В отличие от недиссоциированных молекул ионные пары не являются изолированными частицами, а связаны с молекулами растворителя, то есть представляют собой весьма сложные образования. Равновесие между отдельными ионами и ионными парами характеризуется константой ассоциации или диссоциации, аналогичной Кd. Ионные пары обычно возникают в растворах несимметричных электролитов, образованных многозарядными анионами и одновалентными катионами (или наоборот).

По степени диссоциации электролитов условно делят на слабые и сильные. Группа слабых электролитов включает почти все органические соли, кислоты и основания (см. Органические соединения), а также вещества, образующие многозарядные ионы. К сильным электролитам относят вещества, полностью диссоциирующие на ионы и не образующие ассоциатов, например минеральные соли щелочных металлов (см.) и щелочноземельных металлов (см.), галогениды, перхлораты и нитраты некоторых переходных металлов.

См. также Калий, Магний, Натрий, Угольная кислота, Фосфорные кислоты, Хлор.

Библиогр.: Боголюбов В. М. Патогенез и клиника водно-электролитных расстройств, Л., 1968, библиогр.; Измайлов Н. А. Электрохимия растворов, М., 1976; Крохалев А. А. Водный и электролитный обмен (острые расстройства), М., 1972, библиогр.; Уилкинсон А. У. Водно-электролитный обмен в хирургии, пер. с англ., М., 1974, библиогр.; Xладик Д ж. и др. Физика электролитов: Процессы переноса в твердых электролитах и электродах, пер. с англ., М., 1978.

В. А. Пеккель.