КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ИХ ЗНАЧЕНИЕ В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Взаимодействия кислот и оснований обычно происходят в водных растворах, хотя такие реакции могут протекать и в других растворителях, расплавленных солях и даже в твердых веществах. Вклад в развитие теории кислотно-основных равновесий внесли В. Ф. Оствальд (1853—1932), предложивший электрохимический способ определения основности кислот (1888), С. А. Аррениус (1859—1927), П. Й. Дебай (1884—1966), Э. А. Хюккель (1896—1980), Й. Н. Бренстед (1879— 1947), Т. М. Лоури (1874—1936), М. И. Усанович (1894—1981).

Кислотно-основные равновесия важны и в качественном, и в количественном анализе. Одним из существенных следствий из закона действующих масс является смещение равновесия реакции в результате изменения концентрации ионов Н+ или ОН-.

Для регулирования смещения равновесия реакций в аналитической химии широко применяют буферные системы. Правильный выбор буферной смеси или индикатора в кислотно-основном титровании требует умения рассчитать концентрацию ионов Н+ и ОН- в растворах (водородный и гидроксидный показатели).

Общие понятия

В аналитической химии широко используются различные типы химических реакций: кислотно-основные, окислительно-восстановительные, реакции осаждения, комплексообразования. Как правило, все химические реакции обратимы. Для обратимой реакции скорости прямой (v) и обратной (у) реакций одинаковы v = v:

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций одинаковы, называется химическим равновесием. Оно характеризует тот предел, до которого в данных условиях реакция может протекать самопроизвольно. Для каждой реакции существует определенное соотношение между равновесными концентрациями веществ, которое при постоянной температуре является неизменным и характеризуется концентрационной константой равновесия Кс. Для реакции (4.1) константа равновесия

где св> СС’ cd — равновесные концентрации веществ А, В, С, D.

Концентрационная константа равновесия равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в момент равновесия, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам (закон действующих масс К. Гульдберга и П. Вааге, 1867).

В реакциях, протекающих в растворах, проявляется зависимость положения равновесия от состава среды (растворителя и посторонних растворенных веществ). Равновесия различных видов химических реакций имеют много общего. Однако каждый вид обладает особенностями, которые являются основой отдельных химических методов анализа. Характерные черты каждого вида равновесий важны не только при обнаружении, разделении и определении веществ химическими методами, но и при анализе физико-химическими и физическими методами, поскольку многие из них сопровождаются химическими операциями (например, растворение пробы, предварительное разделение, переведение в химическую форму, удобную для измерения аналитического сигнала).

В качественном анализе широко используются реакции, протекающие в условиях кислотно-основного равновесия. Существует несколько теоретических концепций кислотно-основных превращений: теория электролитической диссоциации С. А. Аррениуса (1887), протолитиче- ская теория кислот и оснований Й. Н. Бренстеда (1923) и Т. М. Лоури (1934), теория кислот и оснований Г. Н. Льюиса (1926), концепция жестких и мягких кислот Р. Д. Пирсона, теория кислот и оснований М. И. Усановича.

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   ОРИГИНАЛ     След >