ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 31.07.2024
Просмотров: 30
Скачиваний: 0
Теории кислот и оснований
[править]
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований -- двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории -- предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания. Различия между теориями лежат в определениями кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие -- в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.
Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространенены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех концептуальных систем химии и оказывают разностороннее влияние на развитие многих теоретических концепций во всех основных химических дисциплинах.
На основе современной теории кислот и оснований разработаны такие разделы химических наук, как химия водных и неводных растворов электролитов, рН-метрия в неводных средах, гомо- и гетерогенный кислотно-основный катализ, теория функций кислотности и многие другие.
|
Содержание [убрать]
|
[править]Эволюция представлений о кислотно-основных взаимодействиях
Взаимодействие паров соляной кислоты и аммиака
Представления о кислотно-основных взаимодействиях относятся к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось.
Образная теория кислот и оснований была предложена Н. Лемери. В своем «Курсе химии» (1675) он попытался объяснить физические и химические свойства веществ на языке их формы и структуры. Согласно представлениям Лемери кислоты на своей поверхности имеют острые шипы, вызывающие на коже колющие ощущения. Основания, названные им щелочами, состоят из пористых тел. «Шипы» кислот проникают в «поры», при этом они ломаются или притупляются, и кислоты превращаются внейтральные соли[1].
Научные представления о природе кислот и оснований начали формироваться в конце XVIII в. В работах А. Лавуазье кислотные свойства связывались с наличием в составе вещества атомов кислорода. Известные тогда минеральные и органические кислоты, действительно, содержали кислород. Эта гипотеза быстро показала свою несостоятельность, когда благодаря работам Г. Дэви иЖ. Гей-Люссака стал известен целый ряд кислот, не содержащих кислорода (например, галогеноводороды, синильные кислоты), в то время, как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств.
С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлам с выделением водорода (Ю. Либих, 1839). Примерно в это же время Й. Берцелиус выдвинул идею, объясняющую кислотно-основные свойства веществ их электрической «дуалистической» природой. Так, к кислотам он относил электроотрицательные оксиды неметаллов и некоторых металлов (например, хрома, марганца и др.), а электроположительные оксиды металлов считал основаниями. Таким образом, кислотность или основность Берцелиусом рассматривается как функциональное, а не абсолютное свойство соединения. Берцелиус впервые сделал попытку количественной оценки и предсказания силы кислот и оснований[2].
C появлением теории электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887) возникла возможность описания кислотно-основных свойств исходя из продуктов ионизацииэлектролита. Благодаря работам В. Оствальда теория получила развитие для слабых электролитов.
В начале XX в. американские химики Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краус создали теорию сольвосистем, распространившую положения теории Аррениуса-Освальда на все растворители, способные к самодиссоциации.
В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Й. Брёнстеда и Г. Льюиса. Имеются вполне успешные попытки создать обобщенные теории (М. Усанович, 1939), но они не находят широкого применения[3].
[править]Водородная теория Либиха
Определения. Кислота -- вещество, способное реагировать с металлом с выделением водорода. Понятие "основание" в этой теории отсутствует. Продукты реакции. При реакции кислоты с металлом образуется соль и водород. Примеры. Кислота -- HCl. Реакция 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑ Критерии протекания реакции. С сильными кислотами реагируют металлы, стоящие в ряду активностей левее водорода. Чем слабее кислота, тем более активный металл нужен для реакции между ними. Количественные характеристики. Поскольку теория используется редко, количественные характеристики силы кислоты (а значит, и предсказания направления реакции) в рамках данной теории не разработаны. Область применимости. Предсказание взаимодействия водородсодержащих веществ с металлами в любых растворителях. Специфические черты. В соответствии с этой теорией этиловый спирт и аммиак являются слабыми кислотами, так как способны реагировать со щелочными металлами:
2C2H5OH + 2Na = 2C2H5ONa + H2↑
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2↑
[править]Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда
Схема электролитической диссоциации уксусной кислоты в водном растворе
Основная статья: Теория электролитической диссоциации
Определения. Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н+ (ионыгидроксония) и анионы кислотного остатка. Основания -- вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−. Соли -- вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка. Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды. Примеры. Кислота -- HCl (кислотный остаток Cl-):
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
Основание -- NaOH:
NaOH ↔ Na+ + OH-
Реакция нейтрализации (соль - NaCl):
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Критерии протекания реакции. Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции. Количественные характеристики Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K.
Для кислоты HA K = [H+]·[A-]/[HA]
Для основания MOH K = [M+]·[OH-]/[MOH]
Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10-14 (ионное произведение воды). Область применимости. Она вполне удовлетворительно описывает реакции достаточно сильных кислот и оснований друг с другом и свойства их водных растворов. На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя, распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений (введения ионного произведения воды). Теорию можно применять для описания гидролиза солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат - протонная теория (см. ниже) гораздо удобнее. Применимость теории Аррениуса-Оствальда ограничивается водными растворами. кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфинаи других соединений, не содержащих гидроксогрупп.
[править]Протонная теория Брёнстеда-Лаури
Основная статья: Протолитическая теория кислот и оснований
Сравнение моделей кислотно-основного взаимодействия по Льюису и Брёнстеду
Протолитическая
(протонная) теория кислот и оснований была
предложена в 1923 году независимо друг
от друга датским учёным Й.
Брёнстедом и
английским учёным Т.
Лаури.
В ней понятие о кислотах и основаниях
было объединено в единое целое,
проявляющееся в кислотно-основном
взаимодействии: А 
В
+ Н+ (А
- кислота, В - основание). Согласно этой
теории кислотами являются молекулы или
ионы, способные быть в данной
реакции донорами протонов,
а основаниями являются молекулы или
ионы, присоединяющие протоны (акцепторы).
Кислоты и основания получили общее
название протолитов.
Сущностью
кислотно-основного взаимодействия
является передача протона от кислоты
к основанию. При этом кислота, передав
протон основанию, сама становится
основанием, так как может снова
присоединять протон, а основание, образуя
протонированную частицу, становится
кислотой. Таким образом, в любом
кислотно-основном взаимодействии
участвуют две пары кислот и оснований,
названные Бренстедом сопряженными:
А1 + В2 
А2
+ В1.
Одно
и то же вещество в зависимости от условий
взаимодействия может быть как кислотой,
так и основанием (амфотерность).
Например, вода при взаимодействии с
сильными кислотами является основанием:
H2O
+ H+ 
H3О+,
а реагируя с аммиаком, становится
кислотой: NH3 +
H2O 
NH4+ +
OH−.
[править]Теория сольвосистем
Основная статья: Теория сольвосистем
Теория сольвосистем -- расширение теории Аррениуса-Оствальда на другие ионные (в частности, протонные растворители). Предложена американскими химиками Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краусом Определения. Ионный растворитель - растворитель, самодиссоциирующий на катион и анион. Катион при этом называется ионом лиония, а анион -- ионом лиата. Протонный растворитель - растворитель, способный к автопротолизу, то есть передаче иона H+ от одной молекулы к другой:
2HL ↔ H2L+ + L-
Это растворители, содержащие достаточно полярную связь с участием водорода и неподеленную электронную пару на каком-либо другом неметалле (чаще всего, азоте, кислороде или фторе). Примечание: в данном определении "зашита" протонная теория, ибо автопротолиз есть кислотно-основная реакция по Брестеду-Лоури. В нём также "зашита" теория Льюиса, поскольку именно она объясняет причины образования ионов лиония. Ион H2L+ при этом называется ионом лиония, а L- - ионом лиата. Кислоты — это вещества, образующие в данном растворителе ион лиония. Основания - вещества, образующие в данном растворителе ион лиата. Соли -- вещества, диссоциирующие в данном растворителе с образованием катиона и аниона, не являющихся лионием и лиатом. Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и растворитель. Примеры.
-
Растворитель
Самодиссоциация
Лионий
Лиат
Константа самодиссоциации
Кислота
Основание
Реакция нейтрализации
H2O
2H2O ↔ H3O+ + OH-
H3O+
OH-
2·10-16 (25°С)
HCl
NaOH
NaOH + HCl = NaCl + H2O
NH3
2NH3 ↔ NH4+ + NH2-
NH4+
NH2-
~10-34(-33°C)
HCl NH4Cl
KNH2
KNH2 + HCl = NaCl + NH3 KNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3
HF
2HF ↔ H2F+ + F-
H2F+
F-
~10-12
HCl
NaF NaOH (даёт NaF)
HCl + NaF = NaCl + HF
KCl
KCl↔K+ + Cl-
K+
Cl-
Велика
KOH
HCl
KOH (кислота) + HCl (основание) = KCl (растворитель) + H2O (соль)