Теории кислот и оснований

По Аррениусу кислоты- вещ-ва, кот при дисс в воде дают Н⁺, а основания дают ОН^-. Нельзя ею пользов-ся для неводных сред. Протонная теория Бренстеда. К-та-всякая частица, отдающая протон. Основание-всякая частица, присоед протон. Кислоты могут быть 1) нейтральными HCl«H⁺ + Cl^- 2) анионными HSO₄^- «H⁺ + SO₄^2- 3) катионными NH₄⁺ «NH₃ + H⁺. Основания могут быть 1) нейтральными Н₂O + H⁺ «H₃O⁺ 2) анионными Cl^-, OH^-, SO₃^2- 3)катионными NH₂-NH₃⁺. Вода, жидкий аммиак – амфот вещ-ва. H₂O«H⁺ + OH^- - к-та. H₂O + H⁺«H₃O⁺- осн. NH₃«NH₂^- + H⁺ - к-та. NH₃+ H⁺«NH₄⁺ - осн. Схема любой реакции отщепл протона кислота «основание + Н⁺. Протонная теория объясняет основной хар-р орг соед, напр, амины, эфиры, кетоны, тиоэфиры – они присоед Н⁺ на неподеленные пары азота или кислорода, образуя оний-катионы. Растворители – протолические и апротонные. Протолич имеют выраж способность отдавать протон. Апротонные – бензол, толуол. Собств дисс растворителя: протон внедр в молекулу растворителя, образуя ион лиония. 2H₂O «H₃O⁺+ OH^- К_w=10^-14. 2CH₃COOH«CH₃COOH₂⁺+CH₃COO^-. 2H₂SO₄«H₃SO₄⁺+ HSO₄^-.K_s=10^-3 [H₃O⁺][OH^-] = K_W. [лионий] [лиат] = K_s – конст автопротолиза. Чем сильнее собств дисс растворителя, тем сильнее его кислотность. Сольволиз-аналог гидролиза, но в неводных растворителях. NaCH₃COO + С₂H₅OH «CH₃COOH + NaC₂H₅O (в спирте). Чем больше сродство растворителя к протону, тем сильнее выражены его основные св-ва: NH₃ > N₂H₄ > H₂O > C₂H₅OH > HCN > H₂S > CH₃COOH > HCOOH > HF > H₂SO₄ > HNO₃. Выводы: 1) чем будет растворенное вещ-во – определяется растворителем. Жидкий аммиак так тянет на себя протоны, что в нем даже синильная к-та сильная. Вода в жидком аммиаке – к-та. Таким образом в жидком аммиаке различия в силе к-т сглаживаются. Аммиак – нивелирующий растворитель для кислот. Вода- нивелирующий растворитель для сильных кислот HCl, HBr, HNO₃, HClO₄ – почти одинаковы по силе в воде. У воды дост большое сродство к протону. 2) в безводной укс к-те: сродство к протону меньше и не всякая к-та может «навязать» свой протон растворителю. Укс к-та дифференцирующий растворитель для кислот. HClO₄ оказывается в 4000р сильнее азотной (в воде почтиодинаковы). С среде HF с малым сродством к протону основаниями будут практ все вещ-ва, содерж водород. HF + CH₃COOH «CH₃COOH₂⁺ + F^-.

Электронная теория Льюиса. Основание – соед, поставл электронные пары для образ хим связи – донор эл пар. Кислота – акцептор эл пар. Кислотно-основное взаимод – образов донорно-акц связи, аддукта. Любые реакции- нейтр, взаим ангидридов с водой, аминов с галогенидами бора, комплексообр рассм как кислотно-осн взаим. Основание Льюиса: галогенид ионы, аммиак и амины, кислородосод соед R₂C=О. Кислоты Льюиса: галогениды бора, алюминия, кремния, ионы-комплексообразователи. Значение теорий: 1) хим анализ-титрование сильных кислот в диффернец растворителях. 2)объяснение нектороых процессов, идущих в неводных средах. HNO₃ в H₂SO₄ - сильный нитрующий агент HNO₃ + H₂SO₄ «H₂NO₃⁺ + HSO₄^-. H₂NO₃⁺®NO₂⁺ + H₂O (серная кислота отнимает воду). 3) получение соед в неводных средах. В безводной HF IF₅ + HF ® H[IF₆].Аммонолиз-сольволиз в жидком аммиаке. NOCl + 2NH₃ ® NONH₂ + NH₄Cl.

ОВР.

Классиф хим реакций – разложения, соединения, обмена, замещения. Совр классиф – по донорно-акц механизму. 1) электрон-донороно-акц – ОВР 2)протон-донорно-акц – кислотно-основное взаимод по Бренстеду. 3) партикуло-донорно-акц – обмен ионами, атомами, молекулами, комплексообр. Основа деления реакций: в одних степ ок атом не меняется, в других меняется. Степ ок эл-та-некоторым атомам приписывается опред степ ок (Н +1, О -2), а степ ок ост атомов получ по принципу электронейтр молекулы. KMnO₄, марганец имеет степ ок +7, но незаряд атома +7. Такого сущ не может, т.к. удаление 7 эл с марганц потреб затр 12200кДж/моль. Эффект заряд на атоме Cl в СlO₄^- всего +0.437е, а не 7. Но ClO₄^- + 8H⁺ + 7e ®1/2Cl₂ + 4H₂O, при этоипротекает 7 электрон-молей электричества. Речь об изб или недост электронов во всей сист. Для протек Ох/Red процесса нужен ок-ль и вос-ль. Ок-ль-вещ-во, кот может принимать эл, т.е. восстанавливаться. Это может быть 2)электроотриц эл – галогены, кислород 2)содерж эл в высшей степ ок 3)сод эл в пром степ ок H₂O₂. Вос-ль-вещ-во, способное отдавать эл, т.е. окисляться. 1) металлы 2) анионы, где эл имеет отриц степ ок – I^-, S^2- 3)анионы и катионы, где центр атом имеет пром степ ок и его можно еще окислить – Cr^3-, SO₃^2-. ОВР бывают 1) межмолек – протек с изм степени ок атомов в разных мол. KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O. Частный сл межмол реакций-реакции конпропорционирования, в кот ок-ль и вос-ль – один и тот же эл, но в разных степ ок. MnSO₄ + KMnO₄ + H₂O ® MnO₂ + KHSO₄ + H₂SO₄. 2)внутримолек реакции- изм степ ок атомов в одной и той же молекуле (NH₄)₂Cr₂O₇ ® N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O. Частный случай внутримол реакций-реакции диспропорц или самоокисл – самовосст. Cl₂ + KOH ® KCl + KClO₃ + H₂O. Влияние среды на ОВР: изм рН среды может развернуть реакцию. HCl + HClO₃ ® Cl₂ + H₂O при подкисл р-ра идет в обр напр. Чем меньше кислотность среды, тем менее глубоко идет процесс: пермнг восст до Mn²⁺ в кислой ср, до MnO₂-в нейтр, до MnO₄^2- в щел. В ОВР есть восстановит эквивалент. он равен молю, деленному на кол-во отдаваемых или приним электронов. Эквив K₂Cr₂O₇ равен не ½, как для обычной соли, а 1/6 с учетом кол-ва электронов, приним участие в полуреакции: Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ® 2Cr³⁺ + 7H₂O.