Теории кислот и оснований

5.4.1. Теория сольвосистем. Начало данной теории положили работы американских химиков Кэди и Франклина, опубликованные в 1896 – 1905 гг. Согласно теории сольвосистем, кислотой является соединение, дающее в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя. В частности, в водных растворах дающее гидрид-ионы H⁺. Например, азотная (HNO₃) и серная (H₂SO₄) кислоты:

HNO₃ ® H⁺ + NO₃^–,

H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2–.

Основанием является соединение, дающее в растворе те отрицательные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя. В частности, в водных растворах, дающее гидроксид-ионы OH^–. Например, гидроксиды аммония (NH₄OH) и кальция (Ca(OH)₂):

NH₄OH ® NH₄⁺ + OH^–,

Ca(OH)₂ ® Ca²⁺ + 2OH^–.

Соединения, способные в зависимости от условий в растворе давать как положительные, так и отрицательные ионы, образующиеся при собственной диссоциации растворителя, называются амфотерными. В частности, в водных растворах амфотерное соединение способно давать как ионы H⁺, так и ионы OH^–. Например, гидроксиды цинка (Zn(OH)₂), алюминия (Al(OH)₃), свинца (Pb(OH)₂), олова (Sn(OH)₂), хрома (Cr(OH)₃) и др.:

[Zn(OH)₄]^2– + 2H⁺ «Zn(OH)₂ + 2H₂O «[Zn(H₂O)₂]²⁺ + 2OH^–.

Амфотерные соединения (оксиды и гидроксиды) с кислотами реагируют, как основания, а с основаниями – как кислоты:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ ® ZnSO₄ (сульфат цинка) + 2H₂O,

при сплавлении:

Zn(OH)₂ + 2NaOH ® Na₂ZnO₂ (цинкат натрия) + 2H₂O,

в водном растворе:

Zn(OH)₂ + 2NaOH ® Na₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия).

Теорию сольвосистем можно применить не только к водным растворам, но и к растворам других растворителей, в частности аммиака NH₃ (при атмосферном давлении газообразный аммиак превращается в жидкость при –33 °С). Собственная диссоциация жидкого аммиака происходит аналогично диссоциации (автопротолизу) воды (см. §5.3):

2NH₃ «NH₄⁺ + NH₂^–,

где ион аммония NH₄⁺ – аналог иона гидроксония H₃O⁺, а ион NH₂^– – аналог гидроксид-иона OH^–.

Таким образом, в аммиачном растворе кислотами являются соединения, дающие ион NH₄⁺ – аммонийные соли. Например, нитрат аммония NH₄NO₃:

NH₄NO₃ «NH₄⁺ + NO₃^–.

Основаниями в аммиачном растворе являются соединения, дающие ион NH₂^– – амиды металлов. Например, амид калия KNH₂:

KNH₂ «K⁺ + NH₂^–.

Фенолфталеин в аммиачном растворе аммонийной соли бесцветен, в растворе амида металла приобретает пурпурный цвет. Реакция аммонийной соли и амида металла в аммиачном растворе является реакцией нейтрализации, идущая с образованием соли и растворителя (аммиака):

NH₄NO₃ + KNH₂ ® KNO₃ (соль) + 2NH₃ (растворитель).

Амфотерные амиды в аммиачных растворах способны давать как ионы NH₄⁺, так и ионы NH₂^–. Амфотерность среди амидов гораздо более распространена, чем среди гидроксидов. Например, амфотерны не только амид цинка Zn(NH₂)₂ (аналог Zn(OH)₂), но и амиды стронция Sr(NH₂)₂ и натрия NaNH₂ (аналоги неамфотерных Sr(OH)₂ и NaOH):

[Zn(NH₂)₄]^2– + 2NH₄⁺ «Zn(NH₂)₂ + 4NH₃ «[Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2NH₂^–.

Амфотерные амиды реагируют с аммонийными солями как основания, а с амидами металлов – как кислоты:

Zn(NH₂)₂ + 2NH₄NO₃ ® Zn(NO₃)₂ + 4NH₃,

Zn(NH₂)₂ + 2KNH₂ ® K₂[Zn(NH₂)₄].

5.4.2. Протонная теория. Данная теория была предложена в 1923 г. датским физико-химиком Иоханнесом Николаусом Бренстедом (1879 – 1947 гг) и Томасом Мартином Лоури. Согласно протонной теории кислотой является частица (молекула или ион), способная отдавать протон H⁺, а основанием является частица, способная принимать протон. Например, реакцию фторида водорода HF и аммиака NH₃ можно записать обратимым уравнением:

HF + NH₃ «F^– + NH₄⁺.

В прямой реакции HF является кислотой (отдаёт протон), а NH₃ основанием (принимает протон). В обратной реакции F^– – основание (принимает протон), NH₄⁺ – кислота (отдаёт протон). Таким образом, взаимодействие между кислотой и основанием согласно протонной теории можно описать схемой:

Кислота₁ + Основание₂ «Основание₁ + Кислота₂.

Соотношение между кислотой и основанием выражается схемой:

Кислота «Основание + H⁺.

Кислота и основание, связанные данным соотношением, называются сопряжёнными. В частности, HF – это кислота, сопряжённая основанию F^–, а NH₄⁺ – кислота, сопряжённая основанию NH₃.

В зависимости от партнёра то или иное вещество может быть либо кислотой, либо основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой:

H₂O + NH₃ «OH^– + NH₄⁺,

а по отношению к фториду водорода – основанием:

H₂O + HF «H₃O⁺ + F^–.

Таким образом, согласно протонной теории вода является амфотерным веществом (точнее амфипротонным – способным в одних случаях отдавать, а в других принимать протон).

Обратим внимание, что в протонной теории кислотами и основаниями могут быть не только нейтральные частицы – молекулы, но и ионы; основания могут не содержать группу OH^–.

5.4.3. Электронная теория. Данная теория была предложена в 1924 г. Г. Льюисом. Согласно электронной теории основанием является соединение, поставляющее электронные пары для образования химической связи (донор электронных пар), а кислотой – соединение, принимающее электронные пары (акцептор электронных пар). Такие соединения называют соответственно льюисовыми основаниями и льюисовыми кислотами. Кислотно-основное взаимодействие по электронной теории заключается в образовании донорно-акцепторной связи, в результате чего образуются солеподобные вещества, называемые аддуктами. Например, реакцию между кислотой HF (акцептором) и основанием NH₃ (донором) можно записать так:

Аддуктом в этой реакции является соль фторид аммония NH₄F.

В приведённом выше примере льюисовым основанием является аммиак – соединение, не включающее группу OH^–. Льюисовы кислоты также могут не включать протон H⁺ (такие кислоты называют апротонными в отличие от водородных) Например, в реакции между трифторидом бора BF₃ и аммиаком NH₃:

апротонной кислотой является BF₃ (акцептор), а основанием NH₃ (донор). В результате реакции образуется аддукт – комплексное соединение трифторид амминбора [B(NH₃)]F₃. Таким образом, электронная теория значительно расширяет круг кислотно-основных реакций, включая в них реакции, приводящие к образованию комплексных соединений. Приведём ещё один пример – реакцию между льюисовой апротонной кислотой хлоридом серебра AgCl (акцептором) и льюисовым основанием аммиаком NH₃ (донором):