Кислоты с точки зрения протонной теории

Определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации было дано С. Аррениусом (см. § 6). Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.

Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием — вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счет неподеленной пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счет донорно-акцепторной связи (см. § 3) ион аммония:

кислота основание кислота основание

Возможно и еще более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия — кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.

Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями. В табл. 8.1 сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время при решении физико-химических задач.

Таблица 8.1. Сопоставление определений кислот и оснований

Номенклатура кислот.

Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация, а значит и номенклатура, довольно условны. Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

Получение кислот.

Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой (см. выше).

Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

Химические свойства кислот

Можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона (иона гидроксония ), и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

К кислотно-основному типу относятся реакции с основными оксидами и основаниями (см. выше).

Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только, когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления проявляют свойства сильных окислителей является сильным окислителем только при высокой концентрации):

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.

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) .

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ. ПРОТОННАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

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: 1264 ; Нарушение авторских прав? ;

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

Кислоты 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

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]

Лекции по химии

среда, 21 марта 2012 г.

Протонная теория

Наибольший успех водородная теория кислот приобрела в 1923 году, когда Брекстед в Дании и Лоури в Англии независимо друг от друга предложили считать, что кислота – это вещество, стремящееся отдать протоны (донор), а основание – вещество, стремящееся присоединить протоны (акцептор). По их теории гидроксилсодержащие вещества являются основаниями, но основаниями являются также такие вещества как пиридин, аммиак и другие молекулы и ионы.

По Брекстеду кислота сохраняет свои свойства и в присутствии и в отсутствии растворителя, т.е. HCl, есть кислота, т.к. отдает ион водорода, а не потому, что она отдает его в водном растворе. Таким образом ограничений водной среды нет и реакции возможны в любой среде.

Чтобы кислота отдала протон необходимо присутствие основания, принимающего протон. Им является вода.

ион Cl – не связывается с ионом гидроксония реакция идет только слева направо, т.к. вода является слабым основанием. Но если растворенное вещество более основное, чем вода, то вода сама отдает свой протон и становится кислотой.

Поэтому можно сказать, что вода – амфотерный растворитель. Относительная сила кислот и оснований по протонной теории может быть определена почти также, как по теории Аррениуса.

В сопряженной паре кислота – основание всегда сильному донору сопутствует слабый акцептор.

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:

Справочник

Протонная теория кислот и оснований (общие сведения)

Протонная теория объясняет кислотные и оснoвные свойства веществ происходящими между ними процессами протолиза — обмена протонами. Это значит, что одно вещество (HA) в функции кислоты (донора протонов) вступает в кислотно-оснoвное взаимодействие с другим веществом B — , выполняющим функции основания (акцептора протонов):

HA + B — A — + HB

Продукты реакции — новое основание A — и новая кислота HB (сопряженные с реагентами HA и B — соответственно) также вступают в кислотно-основное взаимодействие между собой. Это делает реакцию обратимой и приводит всю систему в состояние протолитического равновесия.

Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды:

H₂O + H₂O OH — + H₃O +

Состояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды K_B:

При 25 о С K_B = 1 . 10 —14 и [OH — ] = [H₃O + ] = 1 . 10 —7 моль/л

Содержание катионов оксония [H₃O + ] и гидроксид-ионов [OH — ] удобно выражать через водородный показатель рН и гидроксидный показатель рОН:

рН = —lg [H₃O + ] и pOH = —lg [OH — ]

При 25 о С в чистой воде рН = 7 и рОН = 7; рН + рОН = 14 = const = f(T).

Растворенные в воде вещества могут выполнять по отношению к ней функции кислоты или основания. Такие вещества называют протолитами в водном растворе. Если протолит HA (молекула или ион) — кислота, то обратимая реакция протолиза имеет вид:
HA + H₂O A — + H₃O + (1)
а состояние протолитического равновесия (1) характеризуется константой кислотности K_K:
K_K = [A — ] х [H₃O + ] / [HA] = f(T)
Значение K_K определяет силу данной кислоты НА в водном растворе. Условно кислоты со значением K_K менее 1 . 10 —1 называют слабыми, а со значением K_K более 1 . 10 —1 — сильными.

Если протолит A — (молекула или ион) — основание, то обратимая реакция протолиза имеет вид:
A — + H₂O HA + OH — (2)
а состояние протолитического равновесия (2) характеризуется константой основности K_O:
K_O = / [A — ] = f(T)

Значение K_O определяет силу данного основания А — в водном растворе. Условно основания со значением K_О менее 1 . 10 —1 называют слабыми, а со значением K_О более 1 . 10 —1 — сильными.

Для каждой сопряженной парыкислота HA/основание A- (Кт/Ос) значения K_K и K_O в водном растворе связаны соотношением: K_K х K_O = K_B = const = f(T). Это соотношение справедливо и может быть использовано для практических расчетов только в области разбавленных (от 0,0005 до 0,1 моль/л) водных растворов. В водных растворах с концентрацией более 0,1 моль/л ионное произведение водыK_B начинает зависеть от количества растворенного вещества.
С разбавлением растворов равновесия протолитических реакций (1) и (2) существенно сдвигаются вправо.

При известной аналитической концентрации протолита c_o можно рассчитать его степень протолиза a в данном растворе. Например, для кислоты HA используется формула:

a_HA = [H₃O + ] / c_o
В области разбавленных водных растворов значение K_K для равновесия (1) связано со значениями a_HA уравнением закона разбавления Оствальда:

В водных растворах протолитов-кислот среда кислотная. Это значит, что [H₃O + ] > [OH — ] и при 25 о С [H₃O + ] больше 1 . 10 —7 моль/л; водородный показатель рН для такого раствора меньше семи.
В водных растворах протолитов-оснований среда щелочная. Это значит, что [OH — ] > [H₃O + ] и при 25 о С [OH — ] больше 1 . 10 —7 моль/л; гидроксидный показатель рОН для такого раствора меньше семи, а водородный показатель рН для такого раствора больше семи. В водных растворах веществ-непротолитов среда нейтральная. Как и в чистой воде: при 25 о С [H₃O + ] = [OH — ] = 1 . 10 —7 моль/л, а рН = рОН = 7. На практике водные растворы со средой, близкой к нейтральной, могут иметь рН от 6 до 8.

Нижняя и верхняя границы измерения рН водных растворов отвечают значениям рН = 1 и рН = 13 (рОН = 1), поскольку при рН 13 растворы протолитов перестают быть разбавленными. Наоборот, в предельно разбавленных растворах протолитов (при их бесконечно малой концентрации) значение рН стремится к семи и определяется автопротолизом самой воды.

Теория кислот и оснований. Протонная теория, теория сольвосистем, электронная теория.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Протонная теория кислот и оснований. Согласно этой теории кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон; основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны.

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

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода.

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; основаниемназывают вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, — донор электронов. По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи.

Теория сольвосистем, по которой для каждого растворителя была введена своя система кислот и оснований, удовлетворяющая условию взаимной нейтрализации по схеме: кислота + основание = соль + растворитель.

Согласно теории сольвосистем, кислотами и основаниями являются вещества (химические соединения), образующие катионы и анионы, идентичные с катионами и ионами данного растворителя.

Гетерогенные химические равновесия в растворах электролитов. Растворимость малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых электролитов. Условия осаждения и растворения малорастворимого электролита.

Признаком того, что система также находится в равновесии, т. е. не происходит перехода какого-либо компонента из одной фазы в другую. Одним из важнейших законов гетерогенного равновесия является правило фаз. Правило фаз: В изолированной равновесной системе число фаз плюс число степеней свободы равно числу компонентов плюс: φ + V = k + 2

В насыщенном растворе электролита АnBm, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет протекать следующий обратимый процесс:

Этот процесс протекает на поверхности осадка. Состояние этого равновесия по закону действующих масс количественно характеризуется константой, называемой произведением растворимости (ПР):

ПР зависит от природы растворителя и растворенного вещества, от температуры и не зависит от концентрации ионов в растворе. Значения ПР позволяют количественно оценить условия образования и растворения осадков.

Растворимость (S) – это максимально возможная концентрация вещества в растворе, выражается в г/л.

Влияние температуры. Растворимость большинства осадков увеличивается с повышением температуры.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е.ПК > ПР.

При увеличении концентрации одного из ионов в его насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Когда установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок.

Условием растворения осадка малорастворимого электролита является недонасыщение раствора, когда произведение концентраций его ионов меньше значения ПР, т.е. ПК

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н + или ОН — ) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н + в растворе накапливаются ионы ОН − , реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН − накапливаются ионы Н + — среда будет кислая.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООК. Ионы соли СН₃СОО − и К + взаимодействуют с ионами Н + и ОН − из воды. При этом ацетат-ионы (СНзСОО − ) связываются с ионами водорода (Н + ) в молекулы слабого электролита — уксусной кислоты (CHзCOOH), а ионы ОН − накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К + не могут связать ионы ОН − (КОН является сильным электролитом), pH >7.

СН₃СООК + H₂O↔КОН + СН₃ООН молекулярное уравнение

К + + СН₃СОО − + НОН ↔ K + + ОН − + СН₃СООН полное ионное уравнение

СН₃СОО − + НОН ↔ ОН − + СН₃СООН сокращенное ионное уравнение

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH₄Cl (NH₄ОH -слабое основание, НСl — сильная кислота). Отбросим ион Сl − , так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH₄ + + НОН ↔ NH₄OH + Н + сокращенное уравнение

NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OH + НСl молекулярное уравнение

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН − воды связываются в слабый электролит, ионы Н + накапливаются в растворе и cреда становится кислой pH + + CH₃COO − + НОН ↔ NH₄OH + СН₃СООН

Образуются слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при протекании гидролиза среда раствора будет нейтральная.

Константа гидролиза естьконстанта равновесия процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше К_гид, тем необратимее гидролиз. К_гид имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.

Последнее изменение этой страницы: 2017-01-19; Нарушение авторского права страницы