Теория кислот бренстеда-лоури
С развитием науки стало ясно, что теория кислот и оснований С. Аррениуса имеет ряд недостатков. (Например, аммиак не имеет в своём составе группа – ОН, но обладает основными свойствами). Поэтому учёные химики работали над понятиями кислоты и основания.
В 1923 году появились две, доминирующие по сей день, теории кислот и оснований: протонная теория Й. Брёнстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюса.
Протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда.Протонная теория была выдвинута датским учёным И.Н. Брёнстедем (1923).
[Брёнстед Йоханнес Николаус (1879-1947), основные работы посвящены химической кинетики, катализу, термодинамике. Сформулировал основные положения «общей», или «расшириной», теории кислот и оснований, согласно которой:
а) кислота является донором, а основание – акцептором протона;
б) кислоты и основания существуют только как сопряженные пары;
в) протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует ион Н3О+. Брёнстед член Датского королевского общества (с 1914 года), Американской академии искусств и наук ( с 1929 года). Награждён медалью Эрстеда (1928). ].
Идея Брёнстеда основана на особой роли иона водорода. Это единственный ион, не имеющий электронной оболочки с размером в 105 раз меньше всех других ионов, поэтому он обладает исключительно высокой подвижностью, способностью глубоко внедряться в электронные оболочки других атомно-молекулярных частиц, способен осуществлять водородную связь и т.п.
В этой теории химические вещества классифицируют по их поведению в реакциях. Согласно представлениям теории Брёнстеда-Лоури, кислота определяется как вещество, способное высвобождать протоны (донор протонов), а основание – как вещество, способное соединяться с протонами (акцептор протонов).
В рамках теории Брёнстеда кислоты и основания определяются следующим образом::
Кислота – это частица, отдающая протон и превращающаяся в результате в сопряжённое основание.
Основание – это частица, присоединяющая протон и превращающаяся в результате в сопряженную кислоту.
Кислоты в соответствии с протолитической теорией представляют собой водородсодержащие соединения. Такое заключение находится в соответствии с общепринятым практическим представлением о составе кислот. Что касается оснований, то ими могут быть соединения разнообразного состава, так как для того, чтобы присоединять протоны, соединению совсем не обязательно иметь в своём составе какие-то определённые элементы. Основания встречаются среди соединений различных классов: водородные соединения азота, амиды, органические амины и т.д.
Согласно протолитической теории, реакция нейтрализации рассматривается как переход протона от кислоты к основанию, причём понятия кислоты и основания толкуются достаточно широко. По теории Брёнстеда кислота, отдавая протон, превращается в сопряжённое с ней основание:
Кислота (1) ↔ Н+ + основание (1)
Основание, принимая протон, превращается в сопряженную с ним кислоту:
Основание (2) + Н+ ↔ кислота (2)
Сопряженная кислота и основание называются протолитами, они образуют протолитическую систему: кислота ↔ основание + Н+.
Проиллюстрируем это на конкретных примерах:
Н2О + NH3 = HO-1 + NH4+
Кислота (1) основание (2) сопряженное сопряженная
основание (1) кислота (2)
СН3СООН + Н2О = СН3СОО1- + Н3О+
Кислота (1) основание(2) сопряженное кислоте сопряженное основанию
основание (1) кислота (2)
Н3О+ + NH3 = H2O + NH4+
кислота (1) основание (2) основание (1) кислота (2)
Равновесие при реакции двух пар сопряженных кислот и оснований, выражаемое уравнением:
Основание (1) + кислота (2) ↔ кислота (1) + основание (2)
называется протолитическим равновесием.
Протолитическое равновесие можно охарактеризовать количественно с помощью концентрационной константы равновесия (Кс) для взаимодействия, наблюдающегося в водных растворах кислот (в качестве основания выступает молекула воды), или связанной с ней константой ионизации (Ка), которая в случае диссоциации кислот называется также константой кислотности.
ВН + Н2О ↔ В-1 + Н3О+
или 
= 
Значения константы кислотности (Ка) или её показателя рКа =-lgKa можно использовать для характеристики кислотности водных растворов. Под «кислотностью» понимают совокупность свойств растворов (электропроводность, каталитическая активность, окрашивание индикаторов и т.д.), обусловленных наличием гидратированных ионов (Н+aq), или ионов гидроксония (Н3О+). Чем больше значения константы диссчоциации, тем более глубоко идёт процесс ионизации данного электролита, тем сильнее кислота. Однако, отметим, что значения констант диссоциации очень маленькие величины, умноженные на десять в какой-то степени, поэтому их величины трудно сравнивать. Гораздо легче судить о силе кислоты по величине показателя константы диссоциации (рКа). Чем его величина меньше, тем кислота сильнее. Покажем это на примере уксусной кислоты: Кдис. = 1,8 ∙ 10-5, а рКа = 4,74. Естественно, легче судить о силе кислоты по величине рКа. Так рКа уксусной кислоты 4,74, а фенола ~ 10, следовательно, уксусная кислота более сильная кислота, чем фенол.
По аналогии с «кислотностью» можно ввести термин «основность», который означает совокупность свойств, характерных для водных растворов оснований. Основность раствора определяется концентрацией гидроксид-ионов, которую можно измерить экспериментально и вычислить из константы ионизации основания Кb (константы основности) или её показателя рКb:
А – ОН ↔ А+ + ОН- Кb = 
; pKb = - lgKb
Амфолиты. Амфолиты – вещества, кислотно-основное поведение которых определяется другим участником реакции. Эти вещества в химических реакциях могут выступать как в качестве кислот, так и в качестве оснований. Для них характерно кислотно-основное диспропорционирование.
Приведём примеры амфолитов:
Н2О + Н2О ↔ Н3О + ОН1-
в этом процессе одна молекула воды является кислотой: Н2О ↔ Н+ + ОН1-, а другая молекула воды – основанием: Н2О + Н+ ↔ Н3О+. Аналогично идут процессы:
NH3 + NH3 ↔ NH4+ + NH21-;
HF + HF ↔ H2F+ + F1-
В различных химических процессах вода может быть донором протона (т.е. кислотой Брёнстеда)
Н2О + NH3 ↔ NH4+ + OH1-
И может быть акцептором протона (т.е. основанием Брёнстеда)
Н2О + HCl ↔ OH3+ + Cl1-
Теория кислот и оснований Льюиса.Эта теория рассматривает вещества как кислоты и основания на основе их электронных структур и способности к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, поэтому её называют также электронной теорией кислот и оснований. Кислота Льюиса – это акцептор электронных пар, т.е. это молекулы или ионы, имеющие свободные атомные орбитали, которые могут быть заняты электронными парами. Основание – донор электронных пар, т.е. молекулы или ионы, имеющие неподелённые электронные пары для образования ковалентной связи. Кислотно-основное взаимодействие сводится к образованию донорно-акцепторной связи. Приведём примеры:
КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ ПРОДУКТ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
HCl + NH3 → NH4Cl
H+ + OH1- → H2O
Ag+ + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+
AgCl3 + Cl1- → [AgCl4]1-