Кислоты и основания с точки зрения протонной теории

Читайте также:

1. A-аминокислоты. Пептиды
2. A. Организм. Индивид. Личность. Ииндивидуальность. Теория развития индивидуальности Б.Г. Ананьева.
3. B-ОКИСЛЕНИЕ ЖИРНЫХ КИСЛОТ
4. I.4. Общая теория относительности (ОТО) и теория гравитации
5. L Ситуативная теория (Т.Хилтон)
6. N В этом случае образуется больше ксантина и, следовательно, мочевой кислоты
7. N Оценивается базальная и стимулированная секреция соляной кислоты (стимулируют пантагастрином)
8. XY» — Теория Д.макгрегора.
9. Автомобильная углекислотно-зарядная станция АУЗС-2М-131
10. Автомобильная углекислотно-зарядная станция АУЗС-2М-131
11. Адсорбционная теория Штерна
12. Азотистая кислота

Более универсальные определения понятий кислота и основание, чем данные в рамках ионной теории Аррениуса, сформулированы в протонной теории. Основы этой теории были заложены датским физико-химиком Бренстедом и английским химиком Лаури. Теория называется протонной потому, что глав­ная роль в определении понятий кислота и основание отведена в ней простей­шей химической частице Н + – катиону водорода в виде свободного протона,

В соответствии с протонной теорией

кислота — это вещество, водородсодержащие частицы которого (молеку­лы, ионы) способны отдавать свои протоны;

основание — это вещество, частицы которого (молекулы, ионы) способны принимать протоны от кислот.

Таким образом, кислота—это донор протонов: НА = а — + Н + , основа­ние – это акцептор протонов: В + Н + = НВ + (НА — общая формула кис­лоты, В — общая формула основания).

В определениях кислот и оснований проявляется заметная аналогий с определениями восстановителей и окислителей, участвующих в процессах от­дачи и приема электронов. Как в окислительно-восстановительной паре окисленной форме соответствует восстановленная форма, содержащая, как минимум, на один электрон больше, так и согласно протонной теории каждой кислоте соответствует свое основание, имеющее, как минимум, на один протон меньше:

Каждая кислота переходит в соответствующее ей основание в результате потери протона, а каждое основание переходит в соответствующую ему кис­лоту в результате приобретения протона.

Кислота и соответствующее основание образуют кислотно-основную со­пряженную пару Кислота/Основание: НА/А — и НВ + /В

Азотная кислота и нитрат-ион НNО₃/NО₃ —

Хлороводород и хлорид-ион НС1/Сl —

Катион аммония и аммиак NН₄ + /NН₃

Поскольку при передаче протона частица кислоты отдает один положи­тельный элементарный заряд, то в каждой сопряженной паре Кислота/Основание присутствует, как минимум, один ион, а заряд частицы кислоты на еди­ницу больше, чем у частицы основания.

Протонная теория приписывает кислотные свойства таким частицам, как NН₄ + , а основные свойства — частицам NО₃ — и С1 — , это показывает, как силь­но различаются определения Бренстеда — Лаури и Аррениуса. По Бренстеду — Лаури кислотно-основные свойства приписываются любым частицам (мо­лекулам, ионам), так что и кислоты, и основания могут быть нейтральными (НNО₃, НС1, NН₃) и заряженными (НSО₄ — , NН₄ + , NО₃ — , SО₄ 2- ).

В соответствии с протонной теорией любая водородсодержащая частица может проявлять и кислотные, и основные свойства. Например: НNО₃ « NО₃ — + Н + и НNО₃ + Н + « Н₂NО₃ + .

В первой сопряженной паре НNО₃ — кислота и NО₃ — — основание, а во вто­рой — Н₂NО₃ + (катион нитратодиводорода) — кислота и НNО₃ — основание.

В протонной теории кислоты (доноры протонов) и основания (акцепторы протонов) объединяются в одно понятие протолит. Протолиты — это ве­щества, способные к отдаче или приему протонов.

Протолиты, которые в одних условиях могут отдавать свои протоны, а в других — принимать протоны, называются амфолитами. Таким образом, амфолиты могут одновременно быть донорами и акцепторами протонов. Например: Амфолитом является гидрокарбонат-ион:

Если две сопряженные пары Кислота/Основание привести в контакт, то между ними может произойти обмен протонами — протолиз. Химические ре­акции, сопровождающиеся протолизом, называются протолитическими:

НА + В « А — + НВ + или кислота 1 + основание 2 « основание 1 + кислота 2

Известно, что в ряду жидких веществ:

Вследствие конкуренции за обладание протоном кислотно-основные реак­ции — обратимые процессы, характеризующиеся состоянием протолитического равновесия.

Из законов термодинамики следует, что протолитическое равновесие всегда будет смещено в сторону образования более слабых протолитов.

В соответствии с протонной теорией вода является по отношению к са­мой себе амфолитом: Н₂О = ОН — + Н + и Н₂О + Н + = Н₃О + , что объясняет протекание автопротолиза воды:

Автопротолиз воды количественно характеризуется ионным произведе­нием воды:

К_В = [Н₃O + ] [ОН — ] = 1 • 1 0 — 14 (25 °С)

Дата добавления: 2014-01-07 ; Просмотров: 1265 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Кислоты и основания с точки зрения протонной теории

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… … Википедия

Амфотерность — (от др. греч. (ἀμφότεροι «двойственный», «обоюдный») способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства. Понятие амфотерность как характеристика двойственного поведения вещества… … Википедия

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Понятия «кислота» и «основание» применяют по отношению к двум группам соединений, обладающих совокупностью диа­метрально противоположных свойств. В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури предложили общую протолитическую теорию кислот и оснований. Согласно этой теории понятиям кислота и основа­ние отвечают следующие определения.

Кислота — молекула или ион, способные отдавать катион водорода (протон). Кислота — донор протонов.

Основание — молекула или ион, способные присоединять катион водорода (протон). Основание — акцептор про­тонов.

Кислота, отдавая протон, превращается в частицу, стремя­щуюся его принять, которая называется сопряженным основа­нием:

Основание, присоединяя протон, превращается в частицу, стремящуюся его отдать, которая называется сопряженной ки­слотой:

Совокупность кислоты и ее сопряженного основания или ос­нования и его сопряженной кислоты называются сопряженны­ми кислотно-основными парами.

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать про­тон, т. е. сильная кислота — активный донор протона. Сила ки­слот в водных растворах уменьшается в ряду:

Сила основания определяется его способностью присоеди­нять протон, т. е. сильное основание — активный акцептор про­тона. Сила оснований в водных растворах, т. е. их сродство к протону, уменьшается в ряду:

Сильные кислоты, легко отдавая протон, превращаются в сопряженные основания, которые плохо присоединяют протон. Поэтому диссоциация этих кислот протекает практически необ­ратимо:

Слабые кислоты, трудно отдавая протон, превращаются в со­пряженные основания, которые активно принимают протон, что делает диссоциацию слабых кислот обратимым процессом, при­чем равновесие смещено в сторону недиссоциированной формы:

Аналогичным образом ведут себя сильные и слабые основания, превращаясь в результате реакции в соответствующие сопряжен­ные кислоты, т. е. и в этих случаях также имеются сопряженные кислотно-основные пары:

Некоторые вещества способны выступать в одних реакциях в роли донора протона, отдавая его соединениям, у которых сродство к протону выше, а в других — в роли акцептора прото­на, отнимая его у соединений с меньшим сродством к протону. Такие вещества называются амфолитами.

Амфолиты — молекулы или ионы, способные как отда­вать, так и присоединять протон, а следовательно, вступать в реакции, характерные как для кислот, так и для оснований. Амфолит проявляет свойства кислоты или основания в за­висимости от того, с какими веществами он взаимодействует. Типичным амфолитом является вода, так как в результате ее электролитической диссоциации образуются одновременно силь­ная кислота и сильное основание:

Кроме того, вода взаимодействует и с кислотами, выступая основанием, и с основаниями, проявляя свойства кислоты:

Амфолитами являются гидроксиды некоторых металлов (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):

Амфолитами являются гидроанионы многоосновных кислот, например НС0₃-, НР0₄2-и Н2РО4-.

Амфолитами являются также соединения, молекулы которых содержат две различные кислотно-основные группы, например важные в биологическом отношении а-аминокислоты. Молекула а-аминокислоты в результате переноса протона от карбоксильной группы на аминогруппу превращается из таутомера*, не содержа­щего заряженные группы, в таутомер, имеющий биполярно-ион­ную (цвиттерионную) структуру. Таким образом, для а-аминокислот характерна прототропная таутомерия (разд. 21.2.1).

В кристаллическом состоянии и в водных растворах это рав­новесие для а-аминокислот практически полностью смещено в сторону таутомера с биполярной структурой. Так, для глицина в водном растворе содержание таутомера с биполярно-ионной структурой в 223 000 раз больше, чем другого таутомера.

Вследствие этой особенности строения молекулы а-аминоки­слот проявляют кислотные свойства за счет аммонийной груп­пы ( NH₃+), а основные — за счет ионизованной карбоксильной группы (—СОО- ), выступая амфолитами:

Как и все амфолиты, а-аминокислоты являются слабыми электролитами.

Согласно протолитической теории кислоты, основания и ам­фолиты являются протолитами, а процесс перехода протона от кислоты к основанию называется протолизом и объясняется тем, что эти два вещества имеют разное сродство к протону. В кислот­но-основном взаимодействии всегда участвуют две сопряженные кислотно-основные пары, и переход протона всегда происходит в сторону образования более слабых кислот, включая сопряжен­ные. Если склонность к взаимодействию с протоном у реагентов соизмерима, то наблюдается протолитическое равновесие.

Протолитическое, или кислотно-основное, равновесие устанавливается в результате конкуренции за протон (Н + ) между основаниями взаимодействующих сопряжен­ных кислотно-основных пар (НА, А- и ВН + , В). Протолитическое равновесие всегда смещается в сторону об­разования более слабой кислоты:

Схематично протолитическое равновесие можно представить следующей схемой:

Переход протона всегда происходит от сильной кислоты каниону слабой кислоты, что сопровождается вытеснением сла­бой кислоты из ее соли под действием более сильной кислоты.

Протолитическое равновесие наблюдается при ионизации сла­бых электролитов в воде (разд. 7.2). Так, ионизация слабой ки­слоты в водных растворах является следствием конкуренции за протон между анионом слабой кислоты и водой, выступающей основанием, т. е. акцептором протона. Этот процесс является об­ратимым и характеризуется константой равновесия К_а:

При взаимодействии слабого основания с водой последняя, выступая донором протона, способствует ионизации этого осно­вания, носящей равновесный характер:

для слаоых электролитовсила кислот и оснований характе­ризуется величинами констант кислотности К_аи основности К_bссоответственно (разд. 7.2). Если эти константы характеризуют протолитическое взаимодействие воды с кислотой или основа­нием одной сопряженной пары НА, А или ВН + , В, то произве­дение констант кислотности К_а и основности Kb, компонентов данной пары всегда равно ионному произведению воды Кн₂о = 1 * 10 -14 (при 22 °С):

Эти выражения позволяют заменить в случае водных раство­ров константу основности Кь или показатель основности рКь сла­бого основания на константу кислотности К_аили на показатель кислотности рК_асопряженной кислоты этого основания. На практике для характеристики протолитических свойств соедине­ния обычно используют величину рК_а. Так, силу аммиака в воде как основания (pKb, = 4,76) можно охарактеризовать показателем кислотности иона аммония NH4+, т. е. сопряженной кислоты: рK_а(NH4+) = 14 — 4,76 — 9,24. Поэтому в случае водных растворов нет необходимости в специальной таблице констант или показате­ля! основности, достаточно единой шкалы кислотности, представленной в табл. 8.1, где свойства оснований характеризуются констгантой К_аили показателем кислотности рК_аих сопряженных кислот. Самой сильной кислотой в водных растворах является ка-тион водорода Н + (точнее НзО + ), а самым сильным основанием -анион ОН-. Величина рК_аколичественно характеризует силу слабьпх электролитов в водных растворах.

Слабая кислота тем слабее, чем больше значение ее рК_а. Слабое основание тем слабее, чем меньше значение рК_а его сопряженной кислоты.

Значение рК_аравно значению рН водного раствора, в котоpoм данный слабый электролит ионизован на 50 %: поскольку в атом случае [А — ] = [НА], то К_а= [Н + ] и рК_а= рН. Так, для уксусной кислоты в ее водном растворе с рН = рK_а(СН₃СООН) = = 4,76 имеет место равенство [СН₃СОО-] = [СН₃СООН], а для вод-Hoгo раствора аммиака равенство [NH4] = [NH₃ ■ Н2О] будет наблюдаться в растворе с рН = рK_а(NH4+) = 9,24.

Кроме того, значение рК_апозволяет определить значение рН’ водных растворов, где данная слабая кислота НА находится преимущественно (99 % и более) в виде аниона (А») — это будет в растворах с рН > рК_а + 2; или в виде молекул (НА) — в рас­творах с рН

studopedia.org — Студопедия.Орг — 2014-2019 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.003 с) .

Теория кислот и оснований

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород — ионов, а свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид — ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

1. Молекула NH₃ + не содержит иона ОН — , а молекула СО₂ — иона H + , однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая — кислоты.

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН₃СООН в воде – слабая кислота:

а в жидком фториде водорода — основание:

Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

— кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

— основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , Н₃О + :

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄ — , H₂PO₄ — , HPO₄ 2- и др.:

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl — , СН₃СОО — , ОН — :

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃ + .

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Например, в реакции Н₂О + NH₃ → ОН — + NH₄ + молекула воды отдает протон и является кислотой.

Однако в реакции Н₂О+ HCl→ Н₃О + +Сl — молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода — типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота NH₃+ Н₂О NH₄ + + ОН — При растворении фторида водорода – основание HF+ Н₂О F — +H₃O +

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н₂О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н₂О меньше сродства к протону NH₃).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)₁ = (сопряженное основание)₁ + Н + т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂ + Н + = (сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄ — _, а основанию Cl — — сопряженная кислота НСl.

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

— кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, — акцептор электронов;

— основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, — донор электронов.

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид — ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R₂CO (где R — органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: При сдаче лабораторной работы, студент делает вид, что все знает; преподаватель делает вид, что верит ему. 8446 — | 6702 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Свойства кислот и оснований

Распространенные кислоты:

• HCl — хлороводород (соляная кислота);
• H₂SO₄ — уксус;
• H₂CO₃ — серная кислота;
• CH₃COOH — угольная кислота (газированная вода);
• H₃BO₃ — борная кислота (глазные капли);
• C₁₆H₁₂O₆ — аспирин.

Распространенные основания:

• NH₃ — нашатырный спирт (водный раствор аммиака);
• NaOH — гидроксид натрия (щелок);
• NaHCO₃ — бикарбонат натрия (пищевая сода);
• CaCO₃ — карбонат кальция.

Основные свойства кислот и оснований сведены в таблице:

Приведенные выше свойства растворов кислот и оснований объясняют две основные теории: Аррениуса и Бренстеда-Лоури.

Теория Аррениуса

Сванте Аррениус разработал первую современную кислотно-основную теорию, которая, хоть и не лишена недостатков, но актуальна и по сей день.

Согласно теории Аррениуса:

• кислоты являются электролитами, которые диссоциируют с образованием ионов водорода, например: HCl→H + +Cl —
• основания — это электролиты, которые диссоциируют в растворах с отщеплением гидроксид-ионов (ОН — ), например: NaOH→Na + +OH —

Поскольку, при смешивании водного раствора кислоты и основания получается нейтральный раствор, кислотно-основную реакцию Аррениус назвал реакцией нейтрализации.

Ион водорода, взаимодействуя с гидроксид-ионом, образует молекулу воды (основной процесс, лежащий в основе кислотно-основных реакций Аррениуса):

Теория Аррениуса не лишена недостатков. Например, в результате взаимодействия газообразных аммиака с хлористым водородом образуется твердое вещество хлорид аммония:

В результате реакции соляная кислота передает аммиаку ион водорода, однако, данная реакция протекает в газовой фазе, а не в водном растворе (в ней не участвует гидроксид-ион), поэтому, ее нельзя отнести к кислотно-основным реакциям по Аррениусу.

Данную проблему решает протонная теория Бренстеда-Лоури, предложенная в 1923 году.

Теория Бренстеда-Лоури

Согласно теории Бренстеда-Лоури, кислота является донором, поставляя свои протоны водорода для образования химической связи, а основание выступает в роли акцептора, принимая эти протоны. Для образования донорно-акцепторной связи основание предоставляет одну пару своих электронов. Таким образом, ковалентная связь между кислотой и основанием образуется за счет двух электронов, которые изначально принадлежали одному атому, выступающего в качестве донора электронной пары, и свободной орбитали другого атома, выступающего в роли акцептора той же пары. Обычно ковалентная связь образуется из двух атомов, каждый из которых предоставляет по одному своему электрону, однако, при донорно-акцепторном способе формирования ковалентной связи оба электрона предоставляет один и тот же атом.

В ходе реакции взаимодействия NH₃ и HCl, соляная кислота является донором протона, при этом аммиак и основание играют роль акцепторов, поскольку у аммиака имеется одна пара несвязанных электронов, которая используется для создания донорно-акцепторной связи.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:

Протолитическая теория кислот и оснований

При рассмотрении класса оснований обнаруживается недостаточность широко распространенного мнения, что этот класс составляют только гидроксиды металлов и гидроксид аммония. По гидроксид аммония — вещество несуществующее, и основанием следует считать сам аммиак, а также близкие к нему но свойствам амины. Сложнее обстоит дело с солями, которые составляют отдельный класс веществ, но и они могут проявлять свойства как оснований, так и кислот. Очевидно, что наблюдаемая кислотность и основность разных веществ не вмещается в рамки сложившейся в XIX в. классификации химических соединений. На протяжении первых трех десятилетий XX в. были выдвинуты новые теории кислот и оснований, не ограниченные традиционными классами веществ. Выше была затронута электронная теория кислот и оснований. Но она кажется несколько отвлеченной, потому что в вопросе о кислотах и основаниях трудно не учитывать особую роль ионов водорода. Это привело к появлению протолитической теории, авторами которой стали ученые, работавшие независимо друг от друга, Т. М. Лоури (1928, Англия) и Й. Н. Брёнстед (1929, Дания).

В протолитической теории рассматриваются кислоты и основания в протонных растворителях. Это такие растворители, которые сами могут как отдавать, так и связывать протон. Важнейшим растворителем такого типа является вода. Из других веществ можно назвать спирты, аммиак, некоторые органические кислоты. Кислоты и основания определяются по роли частиц в передаче протона.

Кислота — это частица, реагирующая как донор протона.

Кроме обычных молекулярных кислот, это понятие охватывает любые ионы, способные отдавать протон. Одним из простейших ионов такого типа является аммоний NHJ. Аммоний входит в состав солей, и поэтому соли аммония и некоторые другие соли могут рассматриваться в качестве кислот.

Основание — это частица, реагирующая как акцептор протона.

Очевидно, что гидроксиды металлов являются основаниями потому, что имеющийся в них гидроксид-ион связывает протон, превращаясь в молекулу воды. Но данное определение значительно шире, так как в солях все анионы слабых кислот могут связывать протоны, превращаясь в молекулы кислот. Следовательно, основаниями являются не только гидроксиды металлов, но и соли. Известно также много молекулярных веществ, главным образом органических, способных присоединять протон.

Протонирование — присоединение протона к молекуле или иону.

Депротонирование — потеря протона молекулой или ионом.

Кроме кислот и оснований, в протолитической теории рассматриваются амфолиты, т.е. такие частицы, которые могут реагировать как отдавая протон, так и связывая его (табл. 14.3). Амфолитами являются некоторые гидроксиды металлов, кислые и основные соли, аминокислоты, белки. Например, легко представить себе, что анион НС0₃ в гидрокарбонате натрия, связывая протон, превращается в угольную кислоту, а отдавая протон — в карбонат-ион:

У разных амфолитов могут преобладать как кислотные, так и основные свойства. Выше было отмечено, что гидрокарбонат натрия создает в растворе слабую щелочную среду. У этого вещества преобладают основные свойства.

Разновидности кислот, оснований и амфолитов согласно протолитической теории

12.Протонная теория кислот и оснований и. Бренстеда и т. Лоури.

Протонная теория кислот и оснований.В 1923г И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований. Согласно этой теории

кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , Н₃О + :

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄ — , H₂PO₄ — , HPO₄ 2- и др.:

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl — , СН₃СОО — , ОН — :

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃ + .

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Например, в реакции

молекула воды отдает протон и является кислотой. Однако в реакции

молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода — типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота

При растворении фторида водорода – основание

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н₂О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н₂О меньше сродства к протону NH₃).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂+Н + =(сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄ — _, а основанию Cl — — сопряженная кислота НСl.

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение. Согласно этой теории:

кислотойназывают вещество, принимающее неподеленную электронную пару, — акцептор электронов;

основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, — донор электронов.

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид — ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R₂CO (где R- органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Протонная теория — кислота

В этой реакции аммиак служит акцептором протона и, следовательно, с точки зрения протонной теории кислот и оснований ( стр. Действительно, реагируя с кислотами, находящимися в свободном состоянии или в растворе, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония. [31]

В этой реакции аммиак служит акцептором протона и, следо вательно, с точки зрения протонной теории кислот и оснований ( стр. Действительно, реагируя с кислотами, находящимися в свободном состоянии или в растворе, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония. [32]

Это привело к новой концепции кислот и оснований, к химической теории Гантча, и, наконец, к протонной теории кислот Лаури , Бренстеда и Бьеррума, согласно которой кислотой является вещество, способное выделять протон, а основанием — вещество, способное его присоединять. [33]

Здесь донором электронной пары, т.е. основанием по Льюису, является аммиак, а в качестве льюисовской кислоты выступает акцептор электронной пары BFg. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и электронная теория Льюиса дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. В определенном смысле кислоты, по Бренстеду, представляют собой частный случай льюисовских, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и, по Льюису, может рассматриваться как сильная кислота. [34]

Начало протонной теории кислот и оснований положили исследования, проведенные в 1923 г. Бренстедом, а затем Лоури. [35]

В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Бренстеда и Льюиса. По протонной теории кислот и оснований Бренстеда, кислота является донором протона, а основание — акцептором протона. [36]

Перестройка аналитической химии в свете протолитическои теории только начинается. Однако уже сейчас протонная теория кислот и оснований составляет теоретическую основу методов титрования в неводных растворах ( стр. [37]

В настоящее время используются и разрабатываются несколько обобщенных теорий кислот и оснований. Кдци и Франклина, опубликованные в 1896 — 1905 г., протонная теория кислот и оснований, выдвинутая в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским учецьш Лоури, электронная теория, предложенная в 1923 г. американским физико-химиком Льюисом. Хотя эти теории исходят из разных предпосылок, они не противоречат друг другу, и каждая из этих теорий анализирует те особенности кислотно-основного взаимодействия, которых другая теория не касается. Во -, прос о том, какую из указанных теорий использовать, следует решать, исходя из конкретных условий поставленной научной или технической задачи. [38]

Приводившиеся в основном тексте определения кислот и оснований с точки зрения классической теории электролитической диссоциации применимы лишь к в о д-н ы м растворам. Чтобы иметь возможность учитывать химический характер относящихся сюда веществ и в неводных средах, была разработана протонная теория кислот и оснований ( Бренстед, 1923 г.), основанная на следующих определениях: кислоты — вещества, отщепляющие протоны, основания — вещества, присоединяющие протоны. [39]

Приводившиеся выше определения кислот и оснований с позиций классической теории электролитической диссоциации применимы лишь к водным растворам. Чтобы иметь возможность учитывать химический характер относящихся сюда веществ и в неводных средах, была разработана протонная теория кислот и оснований ( Бренстед, 1923 г.), основанная на следующих определениях: кислоты — вещества, отщепляющие протоны, основания — вещества, присоединяющие протоны. [40]

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,

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

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:

H₃PO₄H + + 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.

H₃PO₄3H + + 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).

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

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

Mg(OH)₂Mg(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.

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:

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,

кислота Льюиса основание Льюиса

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 + NH₃NH₄ + + 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.

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

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

Дата добавления: 2017-10-04 ; просмотров: 1216 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Кислоты и основания с точки зрения протонной теории

В настоящее время трактовка кислотно-основных свойств соединений производится с позиций трёх основных теорий: теория Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса.

Согласно теории Аррениуса:

• Кислоты — это электролиты при диссоциации которых в качестве катионов образуются только H+
• Гидроксиды — это электролиты при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы OH-.

Теория кислот и оснований Аррениуса не имеет всеобщего характера и не может объяснить как свойства веществ в неводных растворителях, так и свойства веществ, не подвергающихся диссоциации (NH3, CaO, CO2).

Более общий характер имеет созданная в 1923 году протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури (теория сопряжённых пар). Согласно этой теории:

• Кислоты — это молекулы или ионы, способные отдавать протон, то есть доноры протонов.
• Основания — это молекулы или ионы, способные присоединять протон, то есть акцепторы протонов.

Согласно протолитической теории, кислоты, основания и амфолиты являются протолитами, а процесс перехода протона от кислоты к основания называется протолизом.

Подобный подход позволяет оценивать кислотно-основные свойства ионов. Например, карбонат-ион может присоединить протон и, следовательно, является основанием, а гидрокарбонат-ион может отдать протон, и значит, является кислотой: (CO3-)основание + (H+) ⇆ (HCO3-)кислота

Кислоты Бренстеда-Лоури делят на 3 типа:

• Нейтральные кислоты: HCl, H3PO4, HNO3, HClO
• Катионные кислоты: NH4+, H3O+
• Анионные кислоты: H2PO4-, HCO3-, HSO4-

На такие же три группы делятся основания:

• Нейтральные основания: NH3, H2O
• Анионные основания: OH-, F-
• Катионные основания: (NH2-NH3)+

Согласно протолитической теории, отдавая протон, кислота превращается в частицу, которая называется сопряжённым основанием. Соответственно, основание, присоединяя протон, превращается в сопряжённую кислоту.

Кислота и сопряжённое ей основание (или основание с сопряжённой кислотой) образуют сопряжённую кислотно-основную пару, в которой чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание и наоборот.

Молекулы воды (H2O), аммиака (NH3 жидк.), анионы многоосновных кислот могут быть как донорами, так и акцепторами протонов, т.е. являются веществами-амфолитами.

Изоэлектрическая точка (ИЭТ): характеристика состояния р-ра амфотерного электролита (амфолита), способного присоединять или отщеплять протоны, превращаясь либо в положительно, либо в отрицательно заряженные ионы, при котором суммарный электрический заряд амфолита равен нулю. В ИЭТ амфолит не перемещается в электрическом поле. Соответствует рН раствора, при котором одинаковы концентрации положительно и отрицательно заряженных форм (для аминокислот) или числа ионизированных кислотных и основных групп (для макромолекул белков и др. полиамфолитов). Значение рН в ИЭТ (обозначают рI, или рНI) определяется величинами констант диссоциации кислотной и основной ф-ций: pI = 0,5(рК1+рK2).

Гидролизом солей называют взаимодействие солей и воды с образованием слабых электролитов. В итоге гидролиза обычно происходит изменение реакции среды. Гидролиз является обратимым процессом, протекает в крайне незначительной степени, поэтому в схемах реакций ставят знак обратимости. Принято выделять следующие типы гидролиза солей:

• Гидролиз по аниону (сильное основание и слабая кислота);
• Гидролиз по катиону (слабое основание и сильная кислота);
• Гидролиз по катиону и по аниону (слабое основание и слабая кислота);
• Не гидролизуются (сильное основание и сильная кислота).

Способность солей вступать в реакции гидролиза характеризуется степенью гидролиза. Степенью гидролиза hг называют отношение концентрации гидролизованной части соли Сг к её общей концентрации С0: hг = Сг/С0.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

• Температура;
• Концентрация продуктов гидролиза;
• Концентрация соли;
• Разбавление;
• Добавки посторонних веществ.