Упрощенная HTML-версия
2.
Теоретические основы аналитической химии.
Теоретические основы аналитической химии развивались по мере того, как создавался
теоретический фундамент физики, общей и неорганической химии, органической,
координационной и физической химии.
Так, теоретические основы количественного анализа были заложены еще в 18 веке
М.В. Ломоносовым: создание основ газового анализа, применение микроскопа для
проведения качественного анализа по форме кристаллов, что в дальнейшем привело к
развитию микрокристаллоскопического анализа. В конце 18 века учеными Т. Бергманом,
Л. Тенаром и К. Клаусом был создан систематический качественный анализ.
Аналитическая химия (термин был предложен В. Лампидусом в 1801г.) бурно развивалась
в 18 – 20 веках. Во второй половине 20 века появилось много физических и химических
методов анализа: рентгеновские, электрохимические масс-спектрометрические методы и
т.д.
В этом разделе мы рассмотрим лишь некоторые положения по теории растворов,
равновесий в гетерогенных системах осадок – насыщенный раствор и протолитической
теории кислот и оснований. Равновесия в гомогенных системах включены в
соответствующие разделы. Например, равновесия в окислительно-восстановительных
системах рассмотрены в главе 4.5, равновесия в растворах комплексных соединений – в
главе 4.6 и т.д.
2.1. Некоторые положения теории растворов.
2.1.1. Равновесие в гомогенной системе.
Сильные и слабые электролиты.
В водных растворах электролитов часть молекул распадается на ионы, а часть
остается в недиссоциированном виде. Число, показывающее какая часть молекул
распалась на ионы, называется
степенью электролитической диссоциации (
) или
степенью ионизации:
%100
,
растворе
в
молекул
число
общее
ионы на я
распавшихс
а
электролит
молекул
число
(2.1)
Чем более разбавленным является раствор, тем полнее проходит процесс
диссоциации электролита. Все электролиты по степени диссоциации делят
на слабые и
сильные.
В табл. 2.1.1. приведены примеры электролитов, но необходимо помнить, что
классификационные значения условны и справедливы для растворов определенной
концентрации (5 - 10%).
Таблица 2.1.1. Примеры сильных и слабых электролитов.
Сильные электролиты
HCl, HNO
3
, H
2
SO
4
, HClO
4
, HI,
HBr, NaOH, KOH и почти все
растворимые соли
0,01-0,1 н растворы
имеют α ≥0,3
Электролиты средней силы H
2
SO
3
, HNO
2
, H
3
PO
4
и др.
0,01-0,1 н растворы
имеют 0,03≤α ≤0,3
Слабые электролиты
H
3
BO
3
, CH
3
COOH, HCN, H
2
S,
NH
4
OH, органические кислоты
0,01-0,1 н растворы
имеют α ≤0,03