В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.
Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.
Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород - ионов, а свойства оснований - присутствием в их растворах гидроксид - ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.
|
|
Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:
1. Молекула NH3+ не содержит иона ОН-, а молекула СО2- иона H+, однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая - кислоты.
2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.
3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН3СООН в воде – слабая кислота:
СН3СООH СН3СОО- + H+
а в жидком фториде водорода - основание:
НF + СН3СООH СН3СООH2+ + F-
Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.
Протонная теория кислот и оснований.
В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.
Согласно этой теории:
- кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;
- основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.
Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:
СО32- + H+ HCO3-
Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:
1. Нейтральные кислоты, например HCl, H2SO4, H3PO4 и др.
|
|
H2SO4 H++ HSO4-
2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+, Н3О+:
NH4+ NH3+Н+
3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO4-, H2PO4-, HPO42- и др.:
HSO4- H++ SO42-
Подобного типа классификация имеется и для оснований:
1. Нейтральные основания, например, NH3,Н2О, С2Н5ОН и др.:
NH3+Н+ NH4+
2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl-, СН3СОО-, ОН-:
СН3СОО-+Н+ СН3СООН
3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н2N−NH3+.
Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.
Например, в реакции Н2О + NH3 → ОН-+ NH4+ молекула воды отдает протон и является кислотой.
Однако в реакции Н2О+ HCl→ Н3О++Сl- молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода - типичный амфолит.
Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота NH3+ Н2О NH4++ ОН- При растворении фторида водорода – основание HF+ Н2О F-+H3O+
Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н2О меньше сродства к протону NH3).
Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:
I. (кислота)1 = (сопряженное основание)1 + Н+ т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.
Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:
II. (основание)2 + Н+ = (сопряженная кислота)2
Например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание HSO4-, а основанию Cl-- сопряженная кислота НСl.
III. (кислота)1 + (основание)2 = (кислота)2 + (основание)1
Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.
Например:
HCl+ NH3 NH4++Cl-
Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.
Теория Льюиса (электронная теория).
В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.
Согласно этой теории:
- кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов;
- основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.
По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:
Cl3Br +: NH3 Cl3Br: NH3;
O3S +: OH2 O3S: OH2
В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.
Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.
К основаниям Льюиса относят галогенид - ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R2CO (где R - органический радикал).
К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.
Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.
|
|