* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

271 противопоказанием против активной имму­ низации, что очень в а ж н о , т. к . в против­ ном случае ее применение было бы весьма ограничено и м ы лишились бы этого в а ж ­ нейшего средства борьбы с эпидемиями в самый важный момент. с. коршун. А К Т И В Н А Я Р Е А К Ц И Я , реакция раство­ ра, обусловливаемая содеряганием в нем свободных ионов Н & и О Н & . Определение кислотности или щелочности раствора по методу титрования (см. Алкалиметрия) за­ ключается в измерении того количества к-ты или щелочи известной концентрации, к-рое требуется для нейтрализации иссле­ дуемого раствора. Однако, сравнение рас­ творов различных кислот (или щелочей), имеющих одинаковую титрационную кислот­ ность (или щелочность), ясно показывает, что этот метод не дает удовлетворительного мерила истинной реакции раствора. Т а к , например, нормальные (то-есть содержа­ щие один грамм-эквивалент Н на литр) рас­ творы соляной, серной, винной, муравьи­ ной и уксусной кислот нейтрализуются оди­ наковым количеством едкого натра, т. е. имеют одинаковую титрационную кислот­ ность. М е ж д у тем кислотные свойства ука­ занных кислот быстро убывают в той после­ довательности, в какой они выше перечис­ лены: нормальная уксусная кислота про­ изводит приблизительно такое ж е действие, как в 2 5 0 раз более разбавленный раствор соляной. Согласно теории электролитиче­ ской диссоциации свойства электролитов зависят от тех ионов (см.), на которые они распадаются в растворе. Свойства кислот зависят от общего им всем водородного иона. Подобным ж е образом свойства щелочей обусловлены отщепляемым ими гидроксильньгм ионом. Кислая или щелочная реакция определяется концентрацией находящихся в растворе свободных водородных или гидроксильных ионов. Сильные кислоты практи­ чески полностью диссоциированы. У более слабых кислот только часть молекул дис­ социирована; количество свободных, актив­ ных Н-ионов у них соответственно меньше. Д л я уксусной кислоты, н а п р . , диссоциация идет по след. уравнению, в котором заряды катионов (полонштельно заряженных ио­ нов) обозначены точками, а анионов (отри­ цательно заряженных ионов) — запятыми: С Н . С О О Н ^ С Н . С О О & + Н В растворе большое количество недиссоциированных молекул С Н . С 0 0 Н находится в равновесии с незначительным количеством ацетатных и водородных ионов. Равновесие нарушается при титровании, т. к . вместо связываемых прибавленной щелочью Н-ионов немедленно освобождаются новые, образующиеся пу­ тем распада остающихся молекул кисло­ ты. Поэтому титрование не позволяет из­ мерить истинную концентрацию свобод­ ных Н- или ОН-ионов, от к-рой зависит истинная реакция раствора. Д л я измере­ ния последней были предложены другие методы, не смещающие, во время самого определения, диссоциации кислоты или щ е ­ лочи. Далее было установлено, что самые ионы Н & и О Н & в водных растворах нахо­ дятся в равновесии друг с другом. В кис­ лых растворах, на ряду с избытком Н " , со­ а 3 3 держится ничтожно малое, но строго опре­ деленное количество ионов О Н & , и точно также крайне малые количества Н-ионов содержатся в любом щелочном водном рас­ творе. П о концентрации любого из этих ионов легко вычислить концентрацию дру­ гого, которая ей обратно пропорциональна. Т . к . их соотношение определяет истинную реакцию раствора, то для характеристики последней достаточно указать одну концент­ р а ц и ю — Н - или ж е ОН-ионов. В силу ряда соображений принято пользоваться концент­ рацией водородных ионов или яге, по пред­ ложению S o r e n s e n & a , ее десятичным лога­ рифмом, взятым с обратным знаком (этот логарифм — величина отрицательная). Эта величина получила название показателя концентрации водородных ионов, сокра­ щенно—водородного показателя, и обозна­ чается знаком р Н или P h . К а к показывает следующая таблица, каждому значению р Н соответствует определенная концентрация ионов Н & и О Н & (для 1 8 ° ) . РН 1 2 3 4 5 [Щ ю1 [ОН&] 0,74.10-" 0,74.10-" 0,74.10-" 0,74.10-" 0,74.10-& рН 6 7 8 9 10 [Н-] ю-& ю-& ю-" ю-* Ю- & 1 [ОН&] 0,74.10-" 0,74.10-& 0,74.10-& 0,74.10-* 0,74.10-& ю» ю-" ю-& ю1 Т . о . , в водном растворе при любой реак­ ции содержатся оба иона воды; и х количе­ ственным соотношением всецело опреде­ ляется реакция. Если концентрация Н-ионов больше, чем О Н & — р е а к ц и я кислая, при обратном соотношении — щелочная; нейт­ ральность определяется, как равенство обеих концентраций. Согласно вышеприве­ денной таблице, раствор нейтрален при р Н , приблизительно равном 7 ; при меньшем р Н реакция кислая, при большем—щелочная. Впрочем, приведенная величина в точности характеризует нейтральность лишь при 2 2 ° . П р и других температурах находят несколь­ ко другие значения нейтральности: при 0 ° — о к . 7 , 5 , при 1 8 ° — 7 , 0 7 , при 3 8 ° — 6 , 7 4 . Установленное в наст, время понятие ре­ акции существенным образом отличается от старого представления, основанного на при­ менении титрометрии. Реакция определяет­ ся концентрацией актуально существующих, активных (т. е. находящихся в свободном состоянии и активно действующих при х и м . и биол. процессах) Н- и ОН-ионов. Поэтому она нередко получает название актуальной или, лучше, А . р . Напротив, титрование, как указано в ы ш е , на ряду с актуальными, свободными Н- или ОН-ионами, измеряет также количество недиссоциированных, п о ­ тенциальных, резервных Н- и ОН-ионов, к-рые могут быть освобождены при смеще­ нии ионного равновесия. Эта резервная ще­ лочность (см.), или кислотность, имеет кос­ венное значение, обусловливая большую или м е н ь ш у ю устойчивость А . р . по отношению к различным воздействиям, ее н а р у ш а ю щ и м . А . р. оказывает огромное влияние на м н о ­ жество жизненных процессов. Достаточно, напр., незначительн. изменения А . р . крови,