Степень и константа ионизации в водных растворах

Электролитическая ионизация. Степень ионизации. Константа ионизации. Изучение разбавленных растворов показало, что все их общие свойства (понижение давления пара, изменение температур замерзания и кипения, величина осмотического давления) изменяются пропорционально числу частиц растворенного вещества . Эта формулировка представляет собой обобщенный закон разбавленных растворов Рауля — Вант-Гоффа. Эта общая закономерность оказалась справедливой для растворов органических веществ в воде и для растворов в органических растворителях. При исследовании водных растворов солей, кислот, оснований было обнаружено, что изменение соответствующего свойства в зависимости от состава раствора значительно превышает ожидаемую величину. Например, понижение температуры замерзания моляльного раствора Na l превышает почти в два раза криоскопическую постоянную для воды (3,36° вместо 1,86" ). Это свидетельствует о том, что число частиц в водных растворах кислот, оснований и солей не соответствует молярной концентрации раствора. [c.255]

В водном растворе слабой кислоты НА степень ионизации определяется величиной ее константы диссоциации [c.63]

СТЕПЕНЬ И КОНСТАНТА ИОНИЗАЦИИ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ [c.102]

Строго говоря, константа К диссоциации при конечном зна-, чении ионной силы является эффективной величиной. Истинная константа Л" =/С Уд-ДнА Уцд коэффициенты активности соответствующих частиц). Однако поскольку отношение коэффициентов активности обычно близко к единице, можно с хорошим приближением принять, что К. — К, т. е., что эффективная константа достаточно хорошо описывает поведение низкомолекулярного электролита в водном растворе. Для низкомолекулярных электролитов константа диссоциации является характеристической величиной. Она не зависит от концентрации, степени диссоциации электролита и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ионизации молекул уравнением [c.116]

Численное значение константы ионизации К,, для водных растворов аммиака по чистой случайности почти точно совпадает со значением для уксусной кислоты, т.е. равно 1,8-10 Совпадение констант ионизации для уксусной кислоты и аммиака показывает, что оба эти вещества ионизованы в водных растворах практически в одинаковой степени. [c.266]

В отличие от солей, большинство кислот и оснований в водном растворе ионизировано не полностью. Степень ионизации зависит только от двух факторов константы ионизации кислоты или основания и выбранного значения pH. Ионизация является равновесным процессом, который управляется законом действия масс. Равновесие достигается практически мгновенно . [c.15]

Степень диссоциации слабой кислоты в разбавленном водном растворе определяется ее константой ионизации К и концентрацией раствора кислоты С (в грамм-эквивалентах на литр). Зная величины К и С, можно приближенно подсчитать как степень диссоциации кислоты а (в %) в данном растворе, так и концентрацию в нем ионов водорода [Н+] (в грамм-ионах на литр). Для слабых электролитов, какими являются большинство органических кислот, эти подсчеты производят по следующим формулам, выводимым из закона действия масс [c.140]

При вычислениях констант распределения кислот (или оспо-ваний) следует учитывать, что в результате ионизации концентрация неионизированных молекул кислоты (НА) в водном растворе несколько меньше определяемой экспериментально общей концентрации кислоты (НА + Н+). Степень ионизации а вычисляют по формуле, вытекающей из известного закона разбавления [c.63]

Приведенными выше примерами не исчерпываются возможности применения второго метода сравнительного расчета к системам и свойствам, связанным с химическими изменениями. К этим примерам можно было бы прибавить, — имея в виду соотношение (П,1), — и взаимосвязи между энтропией гидратации и энтропией ассоциации в водном растворе [544], энтропией и изменением объема ири активации [545], силовой постоянной и потенциалом ионизации [546], силовой постоянной и порядком связи [547], числом гидратации и степенью обмена [548], величиной химического сдвига и константой спин-спинов ого взаимодействия [549, 550], химическим сдвигом протонов радикала и выходом продуктов синтеза [551] и ряд других примеров. [c.101]

Соотношение (УП1.27) позволяет определить степень ионизации электролита по отклонению его свойств от законов разбавленных растворов. В качестве примера определим степень ионизации 0,1 и. К2804, который замерзает при —0,225° С (АГэ =0,225°). Для водных растворов неэлектролитов криоскопическая константа равна Лк= 1,86°. Если бы К2504 не распадался на ионы в водном растворе, то соответствующее понижение 0,1 н. раствора было бы равно [c.259]

С увеличением числа гидроксильных групп в молекуле спирта степень ионизации атомов водорода этих групп возрастает. Поэтому многоатомные спирты имеют уже заметные, хотя и очень слабые кислотные свойства. В водных растворах константа ионизации трехатомного спирта глицерина близка к 7-10 , а шестиатомного спирта маннита — к 3-10- (см. опыт 75). Для сравнения можно отметить, что константа ионизации весьма слабой минеральной кислоты — сероводорода в водном растворе равна для первой ступени 5-10- , для второй ступени Ы0- 5. Одноатомные спирты не ионизированы заметно. [c.102]

Применение неводных растворов при обмене ионов металлов, ионов водорода и аммония [36 —38] представляет обычно ограниченный интерес. Совершенно особые возможности открываются при использовании неводных растворов для обмена ионов органических соединений. Во всех изученных системах относительная сорбируемость ионов органических веществ, по сравнению с сорбируемостью неорганических ионов, заметно падает [16,39]. Это явление может быть объяснено двумя причинами. С одной стороны, в неводных растворах существенно уменьшается сольватация иоиов, причем особенно заметно это должно сказываться на сильно-сольватированных в водных растворах небольших ионах. Результатом подобного изменения сольватации должно явиться увеличение энергии взаимодействия с ионитом для ионов металлов и ионов водорода. С другой стороны, ухудшение сорбируемости ионов органических веществ может быть объяснено уменьшением степени ионизации, которое в первую очередь проявляется именно у этих ионов. Подобное смещение равновесия в сторону вытеснения ионов органических веществ из ионитов при переходе к неводным растворам имеет большое значение как один из способов десорбции трудно десорбируемых веществ. Для антибиотиков ауреомицина и террамицина, у которых, как было показано выше, константы обмена с ионом водорода или натрия приближаются к 1000 (а иногда и превышают эту величину) в 95%-ном растворе метилового спирта константа обмена снижается примерно в 100 раз. В результате этого как ауреомицин, так и террамицин легко могут быть полностью десорбированы раствором НС1 в метиловом спирте, причем с весьма высокой концентрацией вытекающего раствора, в то время как водными растворами солей и кислот вытеснить их из ионитов полностью не удается. Настолько же успешно протекает вытеснение алкалоидов из ионитов при использовании неводных растворов [39]. [c.235]

Вторая трудность, которая особенно существенна для реакций в водных растворах, заключается в том, что наблюдаемые термодинамические величины сильно искажены за счет сольватационных эффектов и необходимо вводить поправки на эти эффекты, прежде чем делать заключения о внутренних энергиях реакции. Так, можно ожидать, что индуктивные и резонансные эффекты заместителей при ионизации фенолов и карбоновых кислот будут проявляться в энергиях кислоты и аниона, однако различие в кислотностях этих соединений определяется в большей степени энтропиями, а не тепло-тами ионизации [62]. Это видно из данных для замещенных бензойных кислот, приведенных в табл. 2. То же явление наблюдается для констант скоростей реакций производных фенола различие в скоростях щелочного гидролиза замещенных фенилацетатов в воде вызывается только различиями в энтропии активации [63]. Влияние растворителя на величины термодинамических параметров активации видно из того факта, что в смешанном растворителе ацетон (60%) — вода различие в скоростях гидролиза тех же эфиров почти полностью определяется различием в энтальпии активации [64]. Одна из причин влияния полярных свойств заместителей на энтропию реакции заключается в том, что диэлектрическая проницаемость, которая определяет передачу электростатического влияния от заместителя на реакционный центр, зависит от температуры и эта зависимость проявляется в энтропии реакции. [c.246]

Склонность элементов VI группы образовывать ионы при отдаче электронов значительно меньше, чем у элементов VII группы. Гидриды элементов VI группы в водных растворах отщепляют протон только в очень незначительной степени и, следовательно, являются слабыми кислотами. Об этом свидетельствуют константы ионизации с отрывом первого атома водорода [c.395]

Сополимеры сетчатой структуры лишь набухают в воде и в водных растворах солей. Плотность сетки, а следовательно, и степень ее набухания регулируют подбором соотношения сомономеров и условиями сополимеризации. Сополимеризацией в среде мономера получают полимерную сетку с равномерным распределением химических узлов. Если проводить реакцию в присутствии растворителя, то полимерная сетка приобретает микрогелевую структуру с резко разделенными фазами. Сополимеры применяют в качестве ионообменных фильтров. Степень ионизации сетчатых сополимеров ниже степени ионизации гомополимерных карбоновых кислот. Отличие заметно тем в большей степени, чем выше плотность полимерной сетки. Так, кажущаяся константа ионизации полиакриловой кислоты при обмене иона водорода на ион лития равна 4,30 сополимера полиакриловой кислоты с 0,4 мол.% дивинилбензола — 5,25 с 6,4 мол% — 5,63 и с 22,2 мол.% — 6,7 . [c.392]

Известно, что фенолы экстрагируются иреимущественно в молекулярной форме, и поэтому на их поведение при экстракции значительное влияние оказывает pH водной среды (рис. 2). Очевидно, что при некоторых определенных значениях pH степень ионизации одного вещества выше этого показателя для другого вещества. Коэффициенты распределения отличаются от соответствующих констант экстракции на величину, пропорциональную степени ионизации каждого вещества при данном pH. Возможен подбор значения pH, при котором одно вещество экстрагируется в максимальной степени, для другого — коэффициент распределения в этих условиях близок к нулю. Так, при pH 7 коэффициент распределения фенола максимален и приблизительно равен константе распределения, салициловая кислота из нейтральных растворов практически не экстрагируется. В этом случае ф актор разделения определяется соотнощением коэффициентов распределения компонентов системы при определенном значении pH = )1/ )2. Количественно зависимость О от pH описывается уравнением [c.83]

Хотя уже получено большое число кристаллосольватов солей с двуокисью серы [66], пока нет данных по геометрической структуре этих соединений. Однако спектральные данные указывают на то, что связь в них подобна связи с переносом заряда. Так, например, иодиды щелочных и щелочноземельных металлов и аммония изменяют инфракрасный спектр SO2 в ацетонитриле до такой степени, что он практически перестает зависеть от природы катиона, как обычно бывает при образовании комплексов с переносом заряда [67]. Неизменность спектра SO2 при действии КВг и КС1 объясняется, по-видимому, тем, что их константы ассоциации слишком низки, чтобы можно было наблюдать инфракрасные спектры поглощения комплексов. Спектроскопические данные в пользу образования комплексов SO2 с бром- и хлор-ионами все же были получены в лаборатории автора настоящего обзора [68]. В разбавленных (—IO моль1л) растворах SO2 в воде, содержащих буфер с концентрацией 1 моль л Н+ для подавления ионизации SO2, все галоген-ионы (хлор, бром и иод) увеличивают макс SO2, которая обычно находится при 276 ммк, и дают батохромные сдвиги, изменяющиеся в ряду I > Вг > 1 , причем в случае иод-иона полоса поглощения захватывает даже и часть видимой области. Инфракрасные и раман-спектры свидетельствуют о том, что водные растворы SO2 в основном состоят из SO2, например (802)/(Н250з) >30 [69—71]. Кроме того, имеется даже большее изменение спектра в области коротких длин волн, максимум которого лежит ниже 200 ммк. Эти спектральные изменения не зависят от природы катиона. Учитывая природу комплексов SO2 с иод-ионами [67], можно предположить, что все ионы галогенов образуют с SO2 комплексы с переносом заряда. Образование таких комплексов дает наилучшее в настоящее время объяснение ионизирующей силе SO2 . Если допустить, что нитробензол сольватирует хлористый алкил и ионы, образующиеся из него, только электростатически и если признать на основе диполь-дипольных и заряд-дипольных взаимодействий, что нитробензол ( 1 = 4,24, D = 34,5) является лучшим ионизирующим растворителем, чем SO2 ( х = 1,62, D = 15,4), то из поведения триарилхлорметанов в этих растворителях следует, что комплексообразование хлор-иона с SO2 уменьшает свободную энергию ионизации более чем на 10 ккалЫоль. [c.80]

Вода способна к самопроизвольной ионизации (самодиссоциации), которая происходит в незначительной степени с образованием ионов (водн.) и ОН (водн.). Степень самодиссоциации определяется ионным произведением воды, равным Кн о = [Н + ][ОН-] = 1,0 10- Это соотношение применимо не только к чистой воде, но и к любым водным растворам. Поскольку концентрацию воды в разбавленных растворах можно считать пракп и-чески постоянной, [Н2О] исключается из выражения для константы равновесия, т.е. из ионного произведения, а также из выражений для констант других равновесий в водных растворах. [c.102]

Напомним, что адсорбционное равновесие при адсорбции молекул и их ионов из водного раствора (т. е. при степени ионизации а<1) можно рассматривать как адсорбцию смеси двух веществ с индивидуальными константами адсорбционного равновесия /Сн.и и К (индекс и. и относится к неионизированным молекулам, индекс и — к ионам того же вещества). Примем во внимание, что сумма объехмов всех адсорбированных компонентов раствора, включая и воду, равна объему адсорбционного пространства пор адсорбента. Тогда для константы изотермы избирательной адсорбции /Сзе1 = Ки//Сн. и можно записать [c.186]

Картина значительно осложняется при переходе к типичному представителю слабых полимерных электролитов — полиметакриловой кислоте, каждый мономерный остаток которой содержит одну группу СООН. В результате диссоциации этой кислоты в. водном растворе образуются высокомолекулярный анион и ионы водорода степень диссоциации ее а = г1п, где о —число ионогенных групп (карбоксильных), равное степени полимеризации 2 —общий заряд макроиона. В этом случае а и 2 фактически являются средними величинами, так как в растворе будут находиться частицы со всеми промежуточными степенями ионизации, начиная от недиссоцииро-ванных и кончая полностью ионизированными. Кроме того, на диссоциацию каждой иоиогенной группы влияют все остальные (С1>ав-ните С различием между первой и второй константой ионнзации дикарбоновых кислот), и наблюдаемая величина а будет зависеть от большого числа различных констант диссоциации (каждая 1руппа СООН имеет свою собственную константу). Дальше необходимо учесть, что даже в случае сильных полимерных электролитов и очень больших разбавлений заряды распределены по объему раствора неравномерно (рис. 184). В результате появляются участки с повы- [c.572]

Если определяют константу ргспределення слабой кислоты, то экстрагируют пз водного раствора, предварительно подкисленного минеральр.ой кислотой. В кислой среде практически все количество слабой кислоты находится в пеиопизированной, в той или иной степени экстрагируемой форме. Равным образом при экстракции органического основания водный раствор подщелачивают. При экстракции из чистого водного раствора кислот или оснований с константой ионизации 10 и меньше пет необходимости в подкисле-нии или подщелачивании, такие электролиты и без того практически полностью неионизированы. [c.51]

В области адсорбции смесей органических веществ из водных растворов представляют интерес работы Н. Ф. Ермоленко с сотрудниками [267—282]. Изучение адсорбции смесей ароматических кислот из водных растворов показало, что все исследованные кислоты не только адсорбируются избирательно из смесей с салициловой и сульфосалициловой кислотами, но их адсорбция в присутствии этих кислот заметно усиливается по сравнению с адсорбцией пз индивидуальных водных растворов [267—275]. Полученные результаты, противоречащие правилу Фрейндлиха, объясняются здесь высаливающим действием салициловой и сульфосалициловой кислот вследствие высокой гидратации их ионов. Следует отметить, что И. Ф. Ермоленко и М. И. Яцевская не учитывают степени ионизации кислот [280]. Между тем константы [c.171]

С увеличением числа гидроксильных групп в молекуле спирта степень ионизации атомов водорода этих групп возрастает. Поэтому многоатомные спирты имеют уже заметные, хотя и очень слабые кислотные свойства. В водных растворах константа ионизации трехатомного спирта глицерина близка к 1-10 , а шестиатомного спирта маннита—к (см. опыт 75). Для срав- [c.115]

Об относительной силе кислот долгое время судили по косвенным данным. Для этого сравнивали молярную рефракцию растворов кислот, каталитическую активность кислот по отношению к некоторым органическим реакциям, например реакции разложения диазоуксусного эфира или инверсии тростникового сахара, устойчивость солей-индикаторов в растворах кислот, образование ацидосолей в смеси двух кислот [1]. При построении ряда кислот по убываюш,ей относительной силе на основании любого из этих свойств хлорная кислота занимает первое место. Однако действительная степень и константа ионизации хлорной кислоты в водном растворе в широком интервале концентраций, включая и безводную кислоту, была измерена лишь сравнительно недавно при помощи спектров ядерного магнитного резонанса (ЯМР) и несколько раньше при помощи спектров комбинационного рассеяния. [c.102]

Согласно последним данным Кавингтона и др. [8а], хлорная кислота в водном растворе имеет степень ионизации, равную почти 100% вплоть до концентрации 10 Л1 Константа ионизации НСЮ-, в разбавленном растворе имеет порядок 10 . [c.104]

Чем полнее протекает собственная ионизация растворителя, т. е. чем больше константа автопротолиза, тем в больщей степени происходит сольволиз. Например, в водном растворе соли азотной кислоты не подвергаются гидролизу, в растворе же безводной уксусной кислоты идет интенсивный сольволиз [c.280]

Чтобы установить сравнительную меру кислотности растворов сильных кислот или определить силу очень слабых оснований, Гаммет [43, 85] выражал кислотность через степень ионизации ряда индикаторов, являющихся слабыми органическими основаниями. Для установления шкалы кислотности он выбрал группу индикаторов, имеющих одинаковый зарядовый тип и близких по молекулярной структуре, а именно нитроанилины, м- и и-Нитроанилины, выбранные в качестве эталонных оснований, являются достаточно сильными, так что термодинамические константы диссоциации их сопряженных кислот ВН+ в воде могут быть измерены. Величиньл р/(а этих двух эталонных оснований составляют 2,50 и 0,99. Соотношение [В]/[ВН+] для этих индикаторов можно измерить вполне надежно в пределах 100-кратного изменения кислотности. Для /г-нитроанилина это соответствует как разбавленным водным растворам сильной кислоты, так и растворам, содержащим до 15% сильной кислоты. В более кислых растворах соотношение [В]/[ВН+] слишком мало и не может быть измерено с достаточной точностью Более слабое основание о-нитроанилин (р/Со = = —0,29) можно применить в том же интервале кислотности, что и л-нитроанилин, а также в растворах более сильных кислот и тоже в пределах 100-кратного изменения кислотности. Интервал кислотности 4-хлор-2-нитроанилина рКа = —1,03) перекрывает интервал о-нитроанилина, и его можно применять с растворами еще более сильных кислот. Выбраны 16 индикаторов из группы нитроанилинов, полностью соответствующие широкому интервалу pH, вплоть до кислотности, равной 100%-ной серной кислоте, и превосходящие эту кислотность. [c.108]

Подробное обсуждение методов, которые могут быть использованы при изучении реакций в твердых телах, требует много места, и мы не можем здесь этого сделать. Отдельные данные в этом отношении можно найти в литературе, список которой помещен в конце статьи. Следует, однако, еще отметить, что электрическими методами (электропроводность и эффект Холла) определяется число свободных электронов и дырок на 1 см , но оно не обязательно равно числу, с которым могут быть связаны эти электроны и дырки. Чтобы получить последнюю величину, надо знать все присутствующие в кристалле электроноактивные примеси и их равновесные степени ионизации. Задача очень сходна с известной проблемой в химии водных растворов, когда требуется найти концентрацию слабой кислоты по известным константам ионизации кислоты, воды и pH раствора. Эта задача легко решается при допущении электронейтральности. Если же, однако, присутствуют одновременно несколько кислот и оснований, то эта задача становится трудной, так же как и для полупроводника, в котором имеется несколько доноров и акцепторов. К счастью, о зонной структуре многих полупровод ников (Ое и 81, в частности) и о поведении в них многих примесей имеется достаточно сведений, чтобы можно было уверенно исследовать многие взаимодействующие системы. [c.261]

Второе слагаемое в поправочном члене уравнения (22) учи-тывает электростатическое взаимодейстие титруемых групп. По мере увеличения степени ионизации это взаимодействие растет, что эквивалентно уменьшению эффективной константы ионизации каждой следующей ионизуемой группы сравнительно с предыду-ш ей. Кривая титрования оказывается благодаря этому растянутей в большем диапазоне pH, чем в случае моноосновпых электролитов. Так, в случае синтетического полиэлектролита поливинил-амина в водном растворе без добавленной соли степени ионизации а=0,5 соответствует значение pH на единицу большее, чем рК. При повышении ионной силы кривая титрования приближается к кривой титрования одноосновного электролита. Значение и в формулах (22), (23) определяется радиусом сферической молекулы и при Ь 30 А меняется от 0,03 до 0,10 при убывании ионной силы от 0,1 до 0,01. Экспериментальные данные для ряда глобулярных белков хорошо описываются уравнением (22), причем значения ю оказываются близкими к рассчитанным но уравнению (23). Однако ввиду грубости применяемой модели целесообразно рассматривать ш в уравнении (23) как эмпирический параметр, зависящий от ионной силы. [c.17]

Адсорбция нитросоединений из водных растворов, как и всех органических электролитов, зависит от степени их ионизации [82]. Значение pH, оптимальное для адсорбции растворенных веществ, рассчитывают из значений констант ионизации. Для производных фенолов и органических кислот оптимальное значение рН = рА д - 3. Однако в случае мбнонитро-фенолов довольно значительная сорбция наблюдается даже в условиях полностью ионизированного соединения. Максимальная адсорбция 2,4-динитрофенола отвечает pH 2,1—3,0 и резко падает при рН>р/ д. [c.68]

Изотопные эффекты в ферментативных реакциях, которые проводят в окиси дейтерия, нельзя интерпретировать строго, хотя из данных достаточно детального исследования можно с различной степенью уверенности сделать определенные выводы. Прежде всего наобходимо определить, насколько наблюдаемый изотопный эффект отражает изменения характеристик различных ионогенных форм фермента или субстрата при замене воды на окись дейтерия. Кислотность растворов в окиси дейтерия mojkho определить при помощи обычных стеклянных электродов, если к наблюдаемым показаниям рН-метра, который прокалиброван обычным стандартным буфером в водном растворе, прибавить поправку, равную 0,4 [74]. Желательна проверка этой процедуры непосредственным сравнением показаний рН-метра, полученных с 0,001М НС1 в воде и с 0,001 М D 1 в окиси дейтерия. Различие в константах ионизации субстрата в воде и в окиси дейтерия можно определить непосредственно соответствующее различие активных форм фермента можно обнаружить лишь из зависимости ферментативной активности от pH (или pD), либо путем изучения изотопного влияния на кислотность ионогенных групп, о которых известно, что они важны для проявления ферментативной активности. Сопоставление изотопных эффектов ионизации различного типа ионогенных групп было сделано Бантоном и Шайнером [17]. В окиси дейтерия большинство кислот в 3 — 5 раз слабее, чем в воде, что соответствует разнице в значении p/iT 0,5...0,7 единицы. [c.218]

В настоящее время чрезвычайно важным является вопрос о зависимости степени ионизации сложных эфиров от концентрации сильной кислоты в водном растворе. Т кие сведения необходимы для выяснения детальных механизмов превращения сложных эфиров (в частности, их гидролиза) в кислых средах и для предсказания зависимости эффективных констант скорости от концентрации кислоты. Сейчас этот вопрос особенно актуален, так как некоторые авторы /I/ считают, что протониэа-ция сложных эфиров не описывается функцией кислотности Гамметта Нр. [c.1221]

Таким образом, концентрация гидроксил-ионов, генерируемых свободной основной группой, сильно понижается. Константа диссоциации образующегося метиленового производного, по-видимому, на три порядка меньше константы диссоциации первоначальной аминогруппы [8]. Харрисом была тщательно исследована количественная сторона этого вопроса [9] и было установлено, что если в точке эквивалентности концентрация формальдегида равна 16%, то константы кислотной диссоциации аминокислот в водно-формоловой среде на несколько порядков выше, чем в воде. По закону действующих масс следует ожидать, что величина наблюдаемой константы диссоциации будет зависеть от концентрации формальдегида в растворе. Харрис [9] подтвердил это в отношении глицина. На степень диссоциации в значительной мере влияют органические растворители [10]. Сильно полярные алифатические аминокислоты наиболее растворимы в высокополярных растворителях. В растворителях с низкой диэлектрической постоянной диполярные ионы переходят в незаряженную изомерную форму. Влияние заряженных групп сказывается также и на ионизации. [c.103]

Переход от одного типа ионообменных смол к другому или же изменение структуры ионита неизбежно влечет за собой и изменение особенностей в межмолекулярном взаимодействии белков с сорбентами в связи с возможностью участия различных функциональных групп в образовании комплекса сорбент—сорбат. В связи с этим следует отметить, что наиболее удачными смолами, позволяющими оценивать кулоновское межмолекулярное взаимодействие с участием цвиттерионов, являются сульфосмолы, для которых константа обмена ионов водорода и натрия близка к единице. Именно на этих смолах сопоставление емкости сорбции на водородных и натриевых формах дает более строгую информацию об электрических особенностях строения белков. В случае карбоксильных смол очень большую роль цри сорбции белков играет и дополнительное, некулоновское взаимодействие. Доказательством важной роли кулоновского взаимодействия при сорбции белков сульфосмолами и наличия явления электростатического отталкивания, наблюдаемого при этом па натриевых формах смол, служит изучение экранирования зарядов белковых молекул в сорбционных опытах. Приведенные на рис. 1 кривые показывают, что повышение ионной силы раствора вызывает усиление сорбируемости сульфосмолой СБС в натриевой форме не только сывороточного альбумина, углобулина, но и инсулина. Емкость сорбции белков на той же смоле может быть увеличена и при переходе от водного к водно-ацетоновому раствору в результате уменьшения степени ионизации карбоксильных групп (табл. 4). [c.195]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология