Способи вираження кількісного складу розчинів. Колігативні властивості розчинів. Характерні реакції іонів деяких макро- та мікроелементів.

 

Поняття про розчини

Розчини мають величезне значення  у природі, промисловості, медицині. Рослини засвоюють речовини у вигляді розчинів. Засвоєння їжі пов’язане з переводом поживних речовин у розчин. Усі природні води є розчинами. Розчинами є найважливіші фізіологічні рідини – плазма, кров. Спинномозкова рідина, лімфа. Більшість хімічних реакцій відбувається у розчинах.

Якщо речовина (дисперсна фаза) диспергована до розмірів молекул або іонів (менше ніж 1 нм), то утворюється гомогенна система – істинний розчин, або просто розчин. У розчинах між диспергованною речовиною і дисперсійним середовищем (розчинником) немає поверхні розділу і тому розчин є гомогенною системою. Відсутність поверхні розділу зумовлює також високу стійкість розчинів, чого неможна сказати про гетерогенні системи, в яких є поверхня розділу. Впродовж тривалого часу розчини не розділяються на складові компоненти.

Таким чином, розчин – гомогенна термодинамічно стійка система змінного складу, яка складається з двох або більшого числа компонентів.

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

Газоподібні розчини – це суміші газів.

Гомогенні тверді розчини можуть утворювати солі, метали або оксиди.

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

У рідких розчинах розчинником, як правило, є рідина, зокрема вода. Незалежно від вмісту розчиненої речовини розчинником вважають той компонент розчину, агрегатний стан якого не змінюється під час виготовлення розчину, тобто залишається рідким. Це насправді так, коли йдеться про розбавлені розчини. Висококонцентровані розчини, в яких переважає вміст розчиненої речовини, розглядають як розчини води в іншому компоненті. Це, наприклад, система метанол – вода із вмістом першого компонента 80 – 90%, сіль – вода, яка є розчином води у впорядкованих кристалічних гратах електроліту.

Найчастіше, якщо розчин утворюється при змішуванні систем газ-газ, рідина-рідина, тверда речовина-тверда речовина, то розчинником вважають компонент, кількість якого переважає.

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).

Фізико – хімічна теорія розчинів

Розчини як  двох і більш компонентні системи, склад яких може змінюватися в достатньо широких межах, нагадують механічні суміші. Проте зміна складу розчинів ще не означає, що між компонентами розчинів немає хімічної взаємодії.

Фізична теорія розчинів, основоположниками якої були відомі фізикохіміки Я.Вант-Гофф і С.Арреніус, розглядає процес розчинення як простий розподіл (діспергування) однієї речовини у всьому об’ємі іншої, і таким чином, властивості розчинів повинні залежати тільки від концентрації розчиненої речовини. За фізичною теорією розчинник – це індіферентне середовище, в якому хаотично розподілені частинки розчиненої речовини.

Згідно хімічної теорії розчинів, розробленої Д.І.Менделєєвим, між компонентами розчину здійснюється хімічна взаємодія. Утворення і існування розчину неможливе без взаємодії між всіма частками, які його утворюють. Розчин є динамічною системою, між компонентами якої відбувається безперервний обмін.

Важливим положенням хімічної теорії розчинів є твердження про рівноцінність компонентів розчину: розчинника і розчиненої речовини.

У своїх працях Д.І.Менделєєв показав, що в розчині є сполуки, які утворюються завдяки взаємодії молекул розчиненої речовини і розчинника. Такі сполуки називаються сольватами (гідратами), а процес їх утворення в результаті взаємодії компонентів розчину – сольватацією (гідратацією). Термін “гідрати” і “гідратація” застосовують, коли розчинником є вода.

В результаті протікання процесів сольватації або гідратації розчинення речовин в розчинниках супроводжується певним енергетичним ефектом. Зміна ентальпії при розчиненні одного моля речовини називається ентальпією розчинення цієї речовини в даному розчиннику.

Таким чином, існування в розчинах і твердому стані сольватів (гідратів), а також теплові ефекти, що супроводжують процеси розчинення, свідчать про те, що розчини є проміжним станом між механічними сумішами і хімічним сполуками.

Сучасна теорія розчинів є об’єднанням фізичної і хімічної теорій розчинів, основи якої було закладено роботами російських учених, зокрема Каблуковим і Кистяковським.

 

Розчинність

Розчинність різних речовин в одному і тому ж розчиннику або якої небудь речовини в різних розчинниках може коливатися в досить широких межах. Кількісно розчинність визначають вмістом речовини (концентрацією) в насиченому розчині. Найчастіше розчинність (k) визначають числом одиниць маси безводної речовини, що насичує за певних умов 100 одиниць маси розчинника.

Насичені розчини характеризуються динамічною рівновагою (при постійній температурі):

Нерозчинена речовина Û Речовина в розчині.

У таких розчинах міститься максимальна при даній температурі кількість речовини.

Насиченим розчином називається такий розчин, який знаходиться в рівновазі з твердою фазою розчиненої речовини і містить максимально можливу за даних умов  кількість цієї речовини.

Якщо розчин містить менше розчиненої речовини, чим необхідно для насичення, то такий розчин називається ненасиченим. У ненасичених розчинах межа насичення не досягнута, але, змінюючи, наприклад, температуру розчину, можна її досягти.

Деякі речовини можуть утворювати так звані пересичені розчини, які при певній температурі містять більше розчиненої речовини, чим це обумовлено межею розчинення. Проте на відміну від насичених розчинів, які є термодинамічно стабільними системами, пересичені розчини – метастабільні (нестійкі) системи. Вони утворюються при повільному і обережному охолодженні насичених розчинів деяких речовин. Тому при внесення в такий розчин затравки у вигляді кристала тієї ж самої речовини, яка утворює пересичений розчин, або іншої речовини з подібною кристалічною формою, в осад випадає (кристалізується) надлишок цієї речовини, а розчин стає насиченим (стабільним), в ньому встановлюється рівновага:

Осад Û розчинена речовина (розчин)

Пересичені розчини утворюють такі солі, як сульфат і тіосульфат натрію Na₂SO₄ і Na₂S₂O₃.

Розчинність газів

Розчинність газів в рідинах залежить від тиску і температури. Крім того, необхідно враховувати хімічну природу газу і можливість утворення хімічних сполук при взаємодії газу з розчинником. За однакових умов (температурі і тиску) розчинності у воді азоту і аміаку неоднакові. Насправді, аміак енергійно взаємодіє з водою, утворюючи амоній гідроксид:

NH₃ + H₂O = NH₄OH,

тоді як молекулярний азот не утворює з водою ніяких сполук. От чому при кімнатній  температурі в одному об’ємі води розчиняється всього 0,02 об’єми азоту і приблизно 700 об’ємів аміаку.

Залежність розчинності газу від тиску виражається законом Генрі-Дальтона: розчинність газу при постійній температурі в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску.

m = kp,

де m – маса газу, який розчиняється в 1 л розчинника; р – тиск газу (або парціальний тиск у разі суміші газів); k – коефіцієнт, який характеризує природу компонентів розчину.

Розчинність газів при постійному тиску зменшується із зростанням температури. Кип’ятінням розчину можна практично повністю позбавитися розчинених в рідині газів.

Гірська хвороба

Розчинність кисню, вуглекислого газу та азоту має особливе значення для нормального перебігу фізіологічних процесів у живих організмах.

На різниці парціальних тисків кисню та вуглекислого газу в крові і в повітрі ґрунтується газообмін, який здійснюється в основному у легенях.

Так, на певній висоті за умов зниженого тиску виникає гірська хвороба. При цьому значно зменшується концентрація кисню в крові (кисневе голодування), різко збільшується легенева вентиляція.

Під час зниження атмосферного тиску гази, що містяться всередині організму, розширюються, знижується їх розчинність у рідкому середовищі, точка кипіння крові та інших рідин знижується до такої міри, що вони можуть закипіти за температури тіла.

У льотчиків, які здійснюють політ у негерметичній кабіні, може виникнути “висотний метеоризм” (розширення повітря в кишках), біль у вухах, кровотечу з носа через розрив дрібних судин.

На висоту понад 19 км не можна підніматися без надійної герметизації кабіни. У разі розгерметизації космічного корабля настає миттєва смерть унаслідок закипання крові та інших рідин організму, а також через розвиток блискавичної форми гіпоксії.

Кесонна хвороба

При опусканні на глибину внаслідок збільшення тиску концентрація газів у крові збільшується.

При швидкому підніманні водолазів з глибини різке зниження тиску призводить до бурхливого виділення розчинених у крові газів. Утворені бульбашки закупорюють капілярні кровоносні судини (газова емболія), порушують кровопостачання органів, що може спричинити серйозні функціональні розлади. Тому для попередження кесонної хвороби людину з глибини слід піднімати на поверхню повільно.

В умовах гіпербарії у крові та всіх тканинах організму розчиняється додаткова кількість газів. Азот, який міститься в повітрі спричинює синдром специфічних порушень у осіб, що працюють з підвищеним тиском. Найбільших уражень зазнає нервова система.

Спочатку це виявляється легким збудженням, що нагадує єйфорію (“глибинне захоплення”), далі настають явища некрозу та інтоксикації. Для уникнення цих явищ в підводні пристрої подають киснево-гелієві суміші.

Розчинність рідин у рідинах.

Рідини одна в одній можуть розчинятися обмежено (олія-вода, ртуть-вода) або необмежено (спирт-вода, толуен-бензен).

Розчинність обмежено розчинних рідин залежить від температури.

При нагріванні взаємна розчиненність рідин збільшується і при деякій температурі настає необмежена взаємна розчинність компонентів.

Критична температура розчинення – це температура при якій обмежена розчинність переходить в необмежену

 

Закон розподілу Ненрнста

Якщо у систему із двох взаємно незмішуваних рідин внести речовину, яка розчиняється в обох рідинах (розчинність у яких різна), то з часом ця речовина розподілиться між двома розчинниками так, що співвідношення її рівноважних концентрацій в обох фазах С1 і С2 буде величиною сталою. Це положення відоме як закон розподілу Нернста:

На законі розподілу ґрунтується екстрагування – процес вилучення із розчину одного або кількох розчинених компонентів за допомогою іншого розчинника.

На основі закону розподілу пояснюють проникнення речовин крізь клітинні мембрани. Так, водонерозчинні неполярні речовини (жирні кислоти, жири, холестерин тощо) проникають у клітину шляхом розчинення у ліпідному шарі мембрани. Вони важко розчиняються у водному середовищі і їх нагромадження у ліпідному шарі мембран підлягає закону розподілу.

 

Способи вираження концентрації розчинів

Найчастіше застосовуються такі способи вираження концентрації розчинів, як масова, молярна, моляльна і нормальна.

Масова концентрація або масова частка розчиненої речовини (%) виражається числом грамів розчиненої речовини, що знаходиться в 100 г розчину:

      

Молярна концентрація (молярність) виражається числом молів розчиненої речовини, що міститься в 1л розчину (моль/л). Молярність позначається літерою С_М або М. Наприклад, двохмолярний розчин 2М H₂SO₄ містить 2 моль кислоти безводної в 1 л розчину. Розчин, який містить в 1 л розчину 0,1 моль/л і 0,01 моль/л речовини, називаються відповідно децимолярним і сантимолярним.

 

Моляльна концентрація (моляльність) визначається числом молів розчиненої речовини, що міститься в 1 кг розчинника (моль/кг). Наприклад, якщо в 1000 г води розчинено 98 г H₂SO₄, то такий розчин одномоляльний. Моляльність позначається С_m:

Якщо маса розчинника виражена в грамах то для розрахунків можна використовувати таку формулу:

Молярна концентрація еквівалентів (нормальна концентрація, нормальність) визначається числом моліі еквівалентів розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину. По аналогії з молярною концентрацією молярну концентрацію еквівалентів, або нормальність виражають в моль/л і позначають С_f, н. або N.

Молярність і нормальність розчинів співпадають для одноосновних кислот і однокислотних основ. Якщо кислота, наприклад, трьохосновна, то нормальність її втричі більша за молярність. 1 М розчину H₃РO₄ відповідає нормальність цієї кислоти, що дорівнює 3, тобто 1 моль Н₃РО₄ = 3 моль еквівалентів Н₃РО₄.

Мольна частка χ

Відношення кількості розчиненої речовини в молях до загальної кількості всіх речовин у розчині (суми числа моль розчиненої речовини і розчинника)

Мольна частка виражається в частках від одиниці.

Раніше мольна частка позначалася буквою N, зараз використовують грецьку літеру   χ (капа)

Об’ємна частка φ

Відношення об’єму розчиненої речовини до суми об’ємів усіх компонентів розчину

Об’ємну частку виражають у частках від одиниці або у відсотках

 

Колігативні властивості розчинів

Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їх властивості змінюються прямо пропорційно концентрації розчинів. Це і зрозуміло, оскільки в розбавлених розчинах між молекулами розчиненої речовини немає помітної взаємодії і тому їх властивості залежать тільки від відносного числа частинок речовини і не залежать від природи розчиненої речовини.

Властивості розчинів, які залежать тільки від їх концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колігативними.

 

Тиск пари розчинів

Внаслідок випарювання над рідиною утворюється пара, тиск якої можна виміряти за допомогою манометра. Одночасно з ендотермічним процесом випаровування відбувається зворотний екзотермічний процес конденсації, за певних умов між цими процесами встановлюється рівновага:

(H₂O) рідина ↔ (H₂O) пара

Рівноважний стан системи  рідина– пара за певної температури характеризується тиском насиченої пари розчинника.

Під час розчинення в рідині будь-якої нелеткої речовини тиск насиченої пари над цією рідиною знижується. Це можна пояснити тим, що концентрація розчинника в разі утворення розчину зменшується, внаслідок чого рівновага системи рідина– пара порушується. Згідно з принципом Ле Шательє, розпочинається процес, спрямований на зменшення зовнішнього впливу (зменшення концентрації розчинника за рахунок введення нелеткої речовини), тобто відбувається процес конденсації розчинника, що й призводить до зниження тиску насиченої пари над розчином. Отже, тиск пари розчинника над розчином р менший, ніж над чистим розчинником р⁰

Розчинена речовина ускладнює випаровування розчинника внаслідок взаємодії молекул речовини і розчинника. Тому при постійній температурі тиск пари над розчином нелеткої речовини менше, ніж над розчинником, за винятком розчинів, в яких речовина є леткою (NH₃, HCl).

Зниження тиску пари над розчином тим більше, чим вища концентрація розчину.

Залежність зниження тиску пари розчинів від їх концентрації виражається першим законом Рауля: відносне зниження тиску насиченої пари над розчином прямо пропорційне мольній частці розчиненої речовини.

Математично цей закон Рауля можна записати так:

,

де р₀ – тиск пари чистого розчинника;

р – тиск пари розчину;

χ – мольна частка розчиненої речовини;

Dp = p₀ – p – зниження тиску пари;

Dp/p₀ – відносне зниження тиску пари над розчином;

З рівняння витікає, що зниження тиску пари не залежить від природи розчиненої речовини, а обумовлено тільки числом його молів в певній кількості розчинника, тобто його концентрацією.

 

Температура кипіння і температура замерзання розчинів

Температура кипіння і температура замерзання розчинів залежать від тиску пари розчинів. Зниження пари розчину викликає підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину порівняно з відповідними температурами для чистого розчинника.

Температура кипіння рідини це температура, за якої тиск її насиченої пари стає таким, що дорівнює зовнішньому тиску. Наприклад вода за нормального атмосферного тиску(101,3 кПа) кипить за температури +100°С. Якщо тиск пари розчинника внаслідок розчинення в ньому речовини знизився, то для досягнення початкового тиску треба підвищити температуру. Отже, температура кипіння розчину вища за температуру кипіння розчинника.

Температурою замерзання рідини є температура, за якої тиск насиченої пари цієї над її рідкою фазою стає таким, що дорівнює тиску пари над її твердою фазою. Наприклад, вода за нормального атмосферного тиску (101,3 кПа) замерзає за температури 0°С. Розглянемо рівновагу рідина– тверда фаза (вода– лід за 0°С):

(H₂O) тв. ↔(H₂O) рідина

Якщо розчинити у воді невелику кількість певної речовини, то концентрація молекул води в рідкій фазі зменшиться і, згідно з принципом Ле Шательє, почнеться процес її підвищення – плавлення льоду. Для встановлення  нової рівноваги необхідно знизити температуру. Отже, температура кристалізації розчину менша за температуру кристалізації розчинника.

Рауль показав (другий закон), що підвищення температури кипіння (Dt_кип) або зниження температури замерзання (Dt_зам) розчину прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини, або

Dt_кип = k_ебС_m;

Dt_зам = k_крС_m,

де С_m – моляльна концентрація розчину;

k_еб і k_кр – коефіцієнти пропорційності, ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі.

 

Осмос. Закон осмотичного тиску

Якщо поверх концентрованого розчину якої-небудь речовини, поміщеної в циліндрову посудину, обережно налити, уникаючи перемішуванея, шар більш розбавленого розчину або розчинника, то через деякий час концентрації розчиненої речовини в будь-якій частині розчину зрівняються. Це пояснюється тим, що частинки, проявляючи загальну тенденцію до збільшення невпорядкованості, рухаються від місця з великою концентрацією до місця з меншою концентрацією; частинки розчиненої речовини проникають в середовище частинок розчинника, а частинки розчинника – в середовище розчиненої речовини. Це явище називається дифузією.

Дифузією називається процес мимовільного вирівнювання концентрації розчину.

Якщо розділити розчин і розчинник напівпроникною перегородкою (мембраною), крізь яку проходять молекули розчинника і не проходять молекули розчиненої речовини, то наступить одностороння дифузія молекул розчинника через мембрану.

Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом, а тиск, який викликає осмос, називається осмотичним тиском.

Осмотичний тиск чисельно дорівнює додатковому тиску, який необхідний для припинення осмосу.

Як показав Вант-Гофф, осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила би розчинена речовина, якби вона при тій же самій температурі знаходиася в газоподібному стані і займала об’єм, що дорівнює об’єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску.

Вант-Гофф звернув увагу на те, що осмотичний тиск разбавлених розчинів підкоряється законам ідеальних газів. Звідки він зробив висновок, що осмотичний тиск можна розрахувати за рівнянням Менделєєва-Клапейрона:

де V-об’єм розчину.

С= n/V,

то  

Явище осмосу відіграє важливу роль у багатьох хімічних і біологічних системах. Поживні речовини і волога з ґрунту надходять у рослини завдяки капілярним або осмотичним явищам.

У рослинах осмотичний тиск сягає 1–1,5 мПа. Коріння має більш низький осмотичний тиск, ніж надземні частини. Підвищення осмотичного тиску від кореня до листя сприяє руху соків уверх по рослині. В організмах тварин і рослин осмотичний тиск є визначальним фактором щодо розподілення води і поживних речовин між різними органами і тканинами.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Якщо осмотичний тиск одного розчину більший, ніж іншого, то перший розчин є гіпертонічним, а коли навпаки – то гіпотонічним.

Ізотонічність – це одна із вимог, що ставляться до інфузійних розчинів, очних крапель та ін. У клінічній практиці ізотонічними є розчини, осмотичний тиск яких дорівнює осмотичному тиску плазми крові, тобто 7,7–8,1 атм. Це розчини з масовою часткою натрій хлориду 0,85–0,9 % або глюкози – 4,5–5,0 %.

Крім того, використовують різні багатокомпонентні фізіологічні розчини, зокрема Рінгера, Рінгера – Локка, Тироде та ін., які за своїм хімічним складом наближаються до плазми крові (містять йони Натрію, Калію, Кальцію, Магнію, Хлору, гідрогенкарбонат-іони, дигідрогенфосфат-іони, глюкозу). Такі розчини можна вводити внутрішньовенно у досить великих кількостях при втратах крові і плазми. Цікаво, що їх склад подібний до складу морської води.

Зміна осмотичного тиску рідини, що оточує клітину, призводить до порушення в ній водного обміну. У гіпотонічних розчинах спостерігається явище лізису, тобто клітини набрякають і руйнуються. Наприклад, якщо еритроцити вмістити в розчин з меншим осмотичним тиском, ніж всередині еритроцита, то вода проникатиме всередину еритроцита і останній набрякає, збільшується в об’ємі і руйнується.

Явище руйнування оболонки еритроцитів при введенні у плазму крові гіпотонічних розчинів, що супроводжується виходом гемоглобіну в плазму, називають гемолізом (утворюється “лакова” кров).

Якщо еритроцити вмістити у розчин з більшим осмотичним тиском, ніж всередині еритроцитів, тобто у гіпертонічний розчин, то вони втрачають воду, різко зменшуються в об’ємі і зморщуються. Явище зморщування еритроцитів при введенні у плазму крові гіпертонічних розчинів називають плазмолізом.

Щоб не порушити осмотичної рівноваги крові, гіпертонічні розчини глюкози (з масовою часткою20 %, 40 %) вводять у кров внутрішньовенно і дуже повільно, найчастіше крапельним шляхом.

Гіпертонічний розчин натрій хлориду (5–10 %) застосовують у хірургії зовнішньо для очищення гнійних ран. При накладанні марлевих пов’язок, змочених таким розчином, рідина із рани рухається у напрямку розчину з більшим осмотичним тиском і це сприяє очищенню її від гною, мікроорганізмів тощо. Гіпертонічні розчини гіркої солі MgSO4·7H2O або глауберової солі Na2SO4·10H2O застосовують як послаблюючі засоби, тому що внаслідок осмосу відбувається перехід великої кількості води із слизової оболонки у просвіт кишок.

 

Біогенні елементи

Натрій і Калій – дуже важливі життєво необхідні елементи, які містяться в плазмі крові, лімфі. Найбільше Калію в печінці, нирках, серці, м’язах та в мозку. Загальний вміст Калію в організмі дещо більший від Натрію.

Основна біологічна функція розчинних у воді сполук s-елементів полягає у підтриманні водно-електролітного балансу. Катіони цих елементів істотно впливають на стан наводнення клітин та в’язкість цитоплазми. Входячи до складу електролітів крові, йони Натрію забезпечують сталу величину осмотичного тиску, а як компоненти буферних систем — підтри­мують на певному рівні рН біологічних рідин .

Йони К⁺ і Nа⁺ необхідні живим організмам для генерування біопотенціалів у нервовій системі, м’язах та секреторній тканині, а також для регулювання роботи серцевого м’яза (міокарда). Важливо знати, що йони Натрію Nа⁺ є основними позаклітинними йонами, а Калію К⁺ – внутрішньоклітинними .

Так, концентрація йонів K⁺ всередині клітини в 35 разів вища, ніж у позаклітинній рідині, а йонів Na⁺, навпаки, – в 14 разів більша в позаклітинному середовищі, ніж всередині клітини. Такий нерівномірний розподіл йонів Калію і Натрію по обидва боки клітинної мембрани є причиною виникнення біопотенціалів у клітинах.

Кальцій

У плазмі крові близько 46 % Кальцію знаходиться в йонізованому стані решта зв’язана з білками (альбумінами) та іншими аніонами (фосфат-, гідрогенкарбонат-, сульфат-, цитрат-іонами). Фізіологічно важливим чинником для біосистем є наявність вільного (йонізованого) Кальцію. Існує стан рівноваги між концентрацією йонів Са²⁺, що містяться в позаклітинній рідині і цитоплазмі. Градієнт концентрацій йонів Кальцію між поза- і внутрішньоклітинною рідинами є значним.

Незмінність концентрації лужних і лужноземельних металів усередині клітини і в позаклітинному просторі пов’язана зі своєрідним механізмом транспорту йонів крізь мембрани. Він здійснюється шляхом активного транспорту проти градієнту концентрацій за рахунок енергії гідролізу АТФ та шляхом дифузії йонів за градієнтом концентрацій, яка залежить від активності йонофорів.

Йони кальцію, що містяться в крові, посилюють її зсідання. Значне збільшення концентрації йонів Са²⁺, особливо у серцевому м’язі, негативно впливає на метаболічні процеси і може викликати руйнування клітинних структур. У зв’язку з цим у медичну практику впроваджена група лікарських засобів, так званих антагоністів Кальцію, які блокують проникнення йонів Кальцію в міокард, поліпшуючи роботу серцевого м’яза.

Відомо, що йони Кальцію гальмують збудження ЦНС, а тому істотне зменшення його концентрації в тканинах організму призводить до посилення збудження, аж до приступів тетанії.

Як зазначалось, мінеральні солі Кальцію у вигляді гідроксиапатиту та фторапатиту є основою кісткової тканини. Тому йони Кальцію впливають на ріст скелета, формування кісток, емалі зубів тощо.

Надмірне нагромадження Кальцію в деяких органах призводить до утворення каменів, що є причиною таких захворювань, як нефролітіаз або панкрсолітіаз, поліартрит, остеохондроз, катаракта.

Добова потреба дорослої людини в сполуках Кальцію становить 1,0-/,3 г. Вона забезпечується за рахунок рослинної їжі, молока, питної води. Засвоєння Кальцію організмом залежить від наявності в ньому вітаміну Д концентрація якого регулюється гормонами щитовидної залози.

Магній

Сполуки Магнію містяться у внутрішньоклітинних рідинах у вигляді гідратованих йонів, а у кістках скелету та емалі зубів – у вигляді нерозчинних фосфатів. Йони Магнію входять до складу біокомплексів з нуклеїновими кислотами. У складі комплексу з АТФ.

Залежно від концентрації Магній може як прискорювати, так і гальмувати процес передачі імпульсів по нервових волокнах. Він впливає на дихальні, рухові та інші центри мозку і. в цілому, заспокійливо діє на нервову систему, впливає на обмін Калію і Кальцію.

Магній входить до складу ферментів з групи трансфераз, які пришвидшують реакції перенесення різних функціональних груп від одного субстрату до іншого. Він позитивно впливає на вуглеводний та фосфорний обмін  сприяє виділенню жовчі, стимулює перистальтику кишківника.

Хлорофіл бере участь у синтезі вуглеводів і кисню, зв’язуючи вуглекислий газ з повітря і воду. Цей процес дає змогу підтримувати рівновагу кисню і вуглекислого газу в довкіллі, забезпечуючи життя на Землі.