Химия
Кислоты и основания

Кислоты и основания

Закономерности протекания химических реакций

6 Июн, 2024

Теория Аррениуса

В 1887 году была предложена первая теория кислот и оснований ученым Аррениусом. Ее полное название – теория электролитической диссоциации Аррениуса. Согласно этой теории:

Кислоты — вещества, способные диссоциировать с образованием протона;

H₂SO₄↔ 2H⁺ + SO⁺₄

HBr ↔ H⁺ + Br^—

Здесь протоном является атом водорода, как и у всех кислот.

Основания – вещества, диссоциирующие с образованием гидроксид-аниона.

NaOH ↔ Na⁺ + OH^—

NH₄OH ↔ NH⁺₄ + OH^—

OH^— — это гидроксид-ион.

Современные представления о кислотах и основаниях оказались значительно шире. Многие вещества, ранее классифицированные как кислоты или основания, не соответствуют этим критериям. Например, аммиак, хотя и является основанием, не образует гидроксид-анион (см пример в теории Бернстада). Кроме того, теория Аррениуса не учитывает ситуации, когда реакции происходят в неводных средах.

Теория Брёнстеда–Лоури

В связи с этим, в 1923г учеными Бренстедом и Лоури была предложена другая теория названная, протолитической теорией кислот и оснований.

Согласно теории:

Кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Как те, так и другие получили общее название протолитов.

Схему реакции можно представить в следующем виде:

кислота ↔ основание + H⁺

Каждой кислоте соответствует сопряженное с ней основание и наоборот. Это называется кислотно-основная пара.

В реакциях диссоциации

H₃O⁺ ↔ H⁺ + H₂O

H₃O⁺ — это кислота, сопряженная основанию H₂O

HCl ↔ H⁺ + Cl^—

Cl^— — основание, сопряженное кислоте HCl

Как было показано в общей схеме реакции, в растворе появляется свободный протон водорода. В таком виде он не может там оставаться и переходит к другому основанию, превращая его в кислоту:

кислота₁ ↔ основание₁ + H⁺

основание₂ + H⁺ ↔ кислота₂

равновесие между ними

кислота₁ + основание₂↔ основание₁ + кислота₂

В реакциях нейтрализации

Уксусная кислота отдает протоны и является кислотой, аммиак – основанием, так как принимает протоны. Ион CH₃COO^—играет роль основания, так как он будет принимать протон водорода в обратном процессе. Ион аммония NH⁺₄ будет играть роль кислоты, потому что он отдает протон водорода.

В реакциях автопротолиза

Вода — слабый электролит и обратимо диссоциирует в незначительной мере. Процесс диссоциации воды — автопротолиз.

H₂О + H₂О ↔ H₃O⁺ + ОН^–

осн.₁ к-та₂ к-та₁ осн.₂

ВОДА ТОЖЕ КИСЛОТА

В реакциях гидролиза

Растворитель здесь играет роль не только физической среды, но и как химическое вещество, которое реагирует с кислотой или основанием.

Диссоциация кислоты в воде

Растворение NH₃в воде:

Исходя из примеров важно выделить, что кислотами могут быть не только привычные нам серная, соляная, азотная и др., но и вода, положительно заряженный ион аммония, в зависимости от того, кто отдает протоны и кто их принимает.

Для полного понимания картины и для понимания того, почему это правильно,

H₂O ↔ H⁺ + OH^— (здесь вода это кислота )

H₂O + H⁺↔ H₃O⁺ (здесь вода это основание)

следует уточнить, что существуют такие частицы, которые могут проявлять себя, в зависимости от условий, как кислоты и как основания. Они называются амфолитами.

Теория Гилберта Льюиса

В теории Г. Льюиса, кислота и основание определяются на основе обмена электронными парами, а не протонами водорода как в протолитической теории. В этой теории основание определяется как частица, содержащая неподелённую электронную пару, в то время как кислота представляет собой частицу, обладающую свободной орбиталью, на которую она способна принять неподелённую электронную пару. Такие частицы, будь то катионы, анионы или нейтральные молекулы, которые могут принять одну или несколько электронных пар, называются кислотами Льюиса.

Cu⁺² + 4 :NH₃ = [Cu(NH₃)₄]⁺²

В этом примере электронную пару от аммиака NH₃ принимает ион меди Cu⁺², значит он является кислотой, а аммиак основанием.

С точки зрения теории Льюиса, при образовании иона аммония NH⁺₄, кислотой будет молекула аммиака NH₃ с ее неподеленной электронной парой от атома азота,

а основанием будет ион водорода H⁺, который предоставит свою орбиталь неподеленной электронной паре от аммиака.

:NH₃ + H⁺= NH⁺₄

осн + к-та

Теория кислот и оснований	Кислота	Основание
Теория Аррениуса	Отдает H⁺	Отдает OH^—
Теория Брёнстеда–Лоури	Отдает H⁺	Принимает OH^—
Теория Гилберта Льюиса	Принимают электронные пары	Отдают электронные пары

Мы выяснили, что бывают три разные теории и что они могут назначить роль кислоты и основания не только кислоте и основанию.

Теперь, где нам это может пригодиться на едином национальном тестировании?

Ответ: в тестовых заданиях на поиск значений pH и определение концентраций кислот и оснований, где теперь необязательно будут привычные нам кислота и основание, например, HCl и NaOH.

Немного о практике

Численно кислотно-основные свойства протолитов можно охарактеризовать константами равновесия.

CH₃COOH ⇔ Н⁺ + СН₃СОО^–

к-та