Кислоты и основания в химии. Протонная и электронная теории.

Кислотамипринято называть вещества, способные отдавать протоны (ионы водорода), а основаниями — вещества, способные принимать протоны. Вода усиливает кислотно-основные свойства растворенных веществ, поскольку может выполнять функции как кислоты, так и основания.

В кислотно-основных реакциях всегда принимают участие кислота и сопряженное с ней основание. Чем более сильной является кислота (или основание), тем слабее сопряженное основание (или кислота). Например, очень слабое основание анион хлора сопряжен с очень сильной соляной кислотой (1). Слабокислый ион аммония сопряжен с умеренно сильным основанием аммиаком (3). Если молекула воды функционирует как слабая кислота, образуется гидроксил-ион — очень сильное основание. Если вода выступает как основание, образуется ион гидроксония — очень сильная кислота (2).

· Протонная теория рассматривает присущие веществам кислотные и оснόвные свойства вне зависимости от их агрегатного состояния и применяемого растворителя. Взаимодействие может происходить в газовой, жидкой и твердой фазах между индивидуальными веществами и в растворах любого растворителя.

· В соответствии с определениями протонной теории вещества классифицируются как кислоты и основания только тогда, когда они проявляют указанные функции по отношению к партнеру в реакции протолиза.
Вещество HNO₃ в водном растворе - это кислота, но не из-за того, что оно относится к типу кислотных гидроксидов, а потому, что при протолизе является донором протонов по отношению к воде. В другом растворителе, например, фтороводороде, это вещество будет уже основанием:

HNO_3(s) + HF H₂NO₃⁺_(s) + F^-_(s)

· В уравнения протолитических реакций в растворах всегда входит формула протонного растворителя, который непосредственно участвует в таких реакциях. Более того, именно кислотно-оснόвные свойства растворителя являются эталоном сравнения кислотности и основности растворенных веществ.

· В рамки протонной теории укладываются все те протолиты, которые можно растворить в данном растворителе, независимо от их природы и заряда их частиц (это могут быть молекулы ковалентных веществ или частицы, образующие ионные кристаллы). Их взаимодействие с растворителем изображается уравнениями единого вида и называется одинаково - протолитической реакцией.

· Протонная теория значительно расширяет набор кислот и оснований в любом растворителе. В частности, в воде набор кислот и оснований не ограничивается нейтральными частицами (это хотя и распространенный, но все-таки лишь частный случай).

· С количественной точки зрения все обратимые протолитические реакции в растворах характеризуются одной физической величиной -константой кислотности K_к, отражающей относительную кислотность (и основность) всех протолитов в данном растворителе.

Итак, протонная теория кислот и оснований дала уникальную возможность качественного и количественного описания кислотно-оснόвных равновесий во всех протонных растворителях.

Диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Диссоциация воды

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм³. Диссоциация обратима, то есть ионы H⁺ и OH^- могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H⁺ и OH^- ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ₁ = κ₁ • [H₂O] (для диссоциации воды)

υ₂ = κ₂ • [H⁺] • [HO^-] (для обратного процесса)

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.