Skriptář - Knihy, Skriptá a více pro vás

součinem (produktem) rozpustnosti K,. V případě jednoduché, málo rozpustné soli. jako je síran barnatý BaSOj. který v roztoku disociuje na barnatý kationt Ba " a síranový aniont S 0 , je součin roz­ pustnosti dán vztahem:
21 2 4

K = \B^]&OtW
s
3 ± 2 S 24 2 3

1331

Podobně platí pro součiny rozpustnosti AgCI: K> = [ ArifCl |y ': CaF : A T = [ C a ^ í T " ] ^ ; H&Cfc = [ Hg ][Cl"] 7 ap. Hranatými závorkami je vždy označena koncentrace (mol.I ) příslušného iontu v nasyceném roztoku, v rovnováze s ne­ rozpuštěnou solí: je střední aktivitní koeficient elektrolytu v uvažovaném roztoku. Hodnoty souči­ nů rozpustnosti známějších solí jsou uvedeny v ta­ bulkách. Ze součinu rozpustnosti lze vypočíst koncen­ traci málo rozpustné soli v nasyceném roztoku za různých podmínek. Rozpustnost málo roz­ pustné soli v čisté vodě. bez. přítomnosti jiného elektrolytu, se označuje symbolem s„ (mol.l '). V uvažovaném případě jednoduché soli BaSO, je zde koncentrace obou iontů stejná a platí s„ = [Ba *] = | S ( V ] . Vzhledem k malé rozpustnosti je přitom koncentrace nasyceného roztoku natolik nízká, že aktivitní koeficient je přibližně roven jedné. y,~ I. Dosazením do rov. [33] dostaneme pro rozpustnost BaSOj ve vodě následující vztah:
2 t 1 2

Podstatného snížení rozpustnosti soli lze dosáh­ nout přídavkem jiné rozpustnější soli se společ­ ným iontem. Malou rozpustnost síranu barnatého lze takto dále snížit přídavkem rozpustnějšího sí­ ranu, jako je třeba Na S0 . Koncentrace sírano­ vých aniontů v roztoku se pak prakticky rovná koncentraci přidaného síranu sodného. ISCV ] = N»2SO 4 př' zanedbání aktivitního koeficientu do­ staneme pro rozpustnost BaS0 podle rov. (33) vztah:
: 4 C

a

4

S

~ * * h ~ hm

c

c

1

3

6

1

h=M

[34]

Tabulková hodnota součinu rozpustnosti síranu barnatého je A", = 1,05.10 "'. takže jeho rozpust­ nost v čisté vodě, bez přítomnosti jiného elektroly­ tu, je.?„= 1,02.10 mol.l-' (25°C). Je-li však v roz­ toku rozpuštěn též další elektrolyt, může podle svého druhu způsobit zvětšení nebo zmenšení roz­ pustnosti málo rozpustné soli. Mírné zvětšení rozpustnosti nastane, rozpouštíme-li málo rozpustnou sůl v koncentrovanějším roztoku jiné soli, která s málo rozpustnou solí nemá ani společný iont. ani s ní nijak nereaguje. Při větších koncentracích iontů se totiž vlivem ion­ tové síly snižuje hodnota aktivitního koeficientu, který pak v rovnici [33] nelze zanedbal, a spoje­ ním s rovnicí [34] dostaneme pro rozpustnost s v takovémto roztoku:
5

Podobně lze na základě součinu rozpustnosti snížit rozpustnost AgCI nebo Hg,Cl, přídavkem chloridů (NaCI. KCI). Koncentrace přidané soli však nesmí být příliš velká, aby eventuálně nevytvářela s málo rozpustnou soli rozpustný komplex. V případě solí typu Hg:Cl a C aF je třeba vycházet z. odlišného tvaru jejich součinu rozpustnosti, uvedeného výše. Vliv pH na rozpustnost se charakteristicky pro­ jevuje u slabých kyselin, slabých zásad a jejich solí, k nimž. patří řada organických léčiv. Neiontové organické sloučeniny s lipolllními (hydrofobními) strukturními skupinami, zejména s uhlovodí­ kovými zbytky a řetězci s větším počtem -CH>skupin, jsou ve vodě velmi málo rozpustné. Do Struktury molekul řady léčiv se proto kyselé a ještě častěji zásadité funkční skupiny cíleně zavádějí, aby bylo možno připravit z daného léčiva jeho sůl čili iontovou sloučeninu, která je ve vodě mnohem rozpustnější. Přeměnou neiontového léčiva na sůl lze dosáhnout až 1000 násobného zětšení rozpust­ nosti. Z léčiv kyselého charakteru se přitom zpra­ vidla připravují sodné soli a ze zásaditých léčiv chloridy (hydrochloridy); tím se molekula kyselé­ ho léčiva přemění na aniont a molekula zásaditého léčiva na kationt.
2 2

Rozpustnost zvětšují hlavně soli s vícemocnými ionty, tak např. v roztoku MgCl o koncentraci 0,1 mol.l je střední aktivitní koeficient podle ta­ bulek přibližně %= 0,5. V takovém prostředí se proto rozpustnost suspendovaného BaS0 oproti čisté vodě zhruba zdvojnásobí, což. zde ovšem není žádoucí a je třeba se tomu vyhnout.
2 1 4

Poněvadž se však převážně jedná o soli slabých kyselin a zásad, skutečný poměr mezi koncentrací málo rozpustné molekulové (nciontové) formy a rozpustilé iontové formy léčiva závisí v důsledku působení disociace a hydrolýzy na aktuální aciditě neboli na pH výsledného roztoku. Platí přitom pH = - log [H*|, kde |H*| je koncentrace (přesně vzato aktivita) vodíkových iontů v roztoku. Slabé kyseliny a jejich soli. Slabými kyselinami jsou mezi organickými léčivy a pomocnými látkami především sloučeniny s karboxylovou skupinou, mastné kyseliny, žlučové kyseliny, indometacin, ale také deriváty kyseliny barbiturové. řada sulfonainidů. tolbutamid, fenolické látky ap. Kromě něko­ lika výjimek (například kyseliny octová, citrónová, vinná) převažují mezi nimi lipoťilní (hydrofobní) sloučeniny, málo rozpustné ve vodě. ale jejich sod­ né soli bývají až. o několik řádů rozpustnější. Mole-