Лекция № 11. Теории кислот и оснований

Существует несколько теорий кислот и оснований. Одна из первых нашла свое отражение в теории электролитической диссоциации, с точки зрения которой кислота - это электролит, отщепляющий при диссоциации в качестве катиона только катион водорода. Например,

HCl = H⁺ + Cl^-

Реальный процесс значительно сложнее, и представляет собой взаимодействие растворенного вещества с водой с образованием катиона гидроксония:

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^-

Слабые кислоты диссоциируют обратимо и в их растворах устанавливается равновесие, которое характеризуется соответствующей константой - константой кислотной диссоциации, K_a.

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

Процесс диссоциации слабых многоосновных кислот происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей константой, например:

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^-;

H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2-;

HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3-;

Суммирование уравнений ступенчатой диссоциации дает общее уравнение диссоциации кислоты. Соответственно произведение ступенчатых констант дает общую константу электролитической диссоциации.

H₃PO₄ 3H⁺ + PO₄^3-; = К₁×К₂×К₃

Присутствие в растворах кислот катиона гидроксония обуславливает их общие физические свойства, из которых важнейшим является окрашивание индикаторов в соответствующие цвета: лакмуса в красный, метилового оранжевого в розовый. Фенолфталеин в кислых растворах бесцветен. Важнейшими химическими свойствами кислот являются растворение металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее водорода, и взаимодействие с основаниями с образованием солей и воды (реакция нейтрализации).

nH⁺ + M = Mⁿ⁺ + n/2H₂­;

H₃O⁺ + OH^- = 2H₂O

Основание в рамках теории электролитической диссоциации - это электролит, отщепляющий при диссоциации в качестве аниона только гидроксид-анион. Например,

NaOH = Na⁺ + OH^-

Очевидно, что процесс диссоциации слабых оснований обратим и характеризуется соответствующей константой равновесия - константой основной диссоциации, K_b.

Mg(OH)₂ Mg(OH)⁺ + OH^-

Общие физические и химические свойства растворов оснований вызваны присутствием в них гидроксид-анионов. Растворы оснований придают характерную окраску кислотно-основным индикаторам: лакмусу - синюю, метиловому оранжевому - желтую, фенолфталеину - малиновую.

Теория электролитической диссоциации удовлетворительно объясняет реакции кислотно-основного взаимодействия в водных растворах, но не пригодна для описания реакций данного типа, протекающих в неводных растворителях или в газах. Примером такой реакции может служить взаимодействие газообразных аммиака и хлороводорода.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Продуктом реакции является соль - хлорид аммония, следовательно реакция является кислотно-основной. Свое объяснение она находит в рамках современных теорий кислот и оснований: протолитической теории Брёнстеда-Лоури и электронной теории Льюиса.

Согласно протолитической теории Брёнстеда-Лоури, кислота - это соединение, являющееся донором катиона водорода (протона). Основание - это акцептор протона. С точки зрения этой теории взаимодействие аммиака с хлороводором трактуется как кислотно-основное:

кислота основание

Процесс присоединения протона к молекуле аммиака электронная теория Льюиса рассматривает более широко, как донорно-акцепторное взаимодействие. В рамках данной теории кислота - это акцептор неподеленной электронной пары, а основание - это донор неподеленной электронной пары.

кислота Льюиса основание Льюиса

Теория Льюиса позволяет трактовать как кислотно-основные и те реакции, которые не сопровождаются переносом протона, например,

H₃N: + BF₃ = H₃N:®BF₃

кислота Льюиса основание Льюиса

Fe³⁺ + 6:CN^- = [Fe(CN)₆]^3-

кислота Льюиса основание Льюиса

Для описания кислотно-основных реакций в неводных растворителях обычно используется теория сольвосистем, которая рассматривает взаимодействие относительно процесса собственной диссоциации растворителя. Кислотой является вещество, растворение которого увеличивает концентрацию положительных ионов растворителя. Основанием является вещество, растворение которого приводит к увеличению концентрации отрицательных ионов растворителя. Если рассмотреть уравнение собственной диссоциации воды

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-,

то можно увидеть, что теория сольвосистем включает теорию Аррениуса как частный случай. Кроме этого она позволяет рассматривать кислотно-основные реакции в неводных растворителях. В качестве примера такого растворителя рассмотрим жидкий аммиак, который подвергается автоионизации по следующей схеме:

NH₃ + NH₃ NH₄⁺ + NH₂^-

Вещества, растворяющиеся в аммиаке с отщеплением катиона аммония, будут вести себя в нем как кислоты. Вещества, растворение которых в жидком аммиаке ведет к увеличению концентрации амид-анионов, будут вести себя как основания.

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-; NaNH₂ = Na⁺ + NH₂^-

кислота основание

Для данной пары кислота - основание можно составить уравнение реакции нейтрализации:

NH₄Cl + NaNH₂ = NaCl + 2NH₃

кислота основание соль растворитель

Этот пример наглядно показывает, что кислотно-основные свойства вещества зависят от растворителя. Так, хлорид аммония, который в воде является солью, в жидком аммиаке будет вести себя как кислота.

Литература: [1] с. 234 - 237; [2] с. 309 - 313; [3] с. 131 - 132