Теории кислотно-основного взаимодействия

Содержание понятий «кислота» и «основание» в процессе развития химической науки существенно менялось, оставаясь одним из основных вопросов химии. Первой теоретической концепцией кислот и оснований была теория Аррениуса, в основе которой лежит электролитическая диссоциация веществ в растворах. Согласно Аррениусу, кислоты – это вещества, образующие при диссоциации в водном растворе ионы H⁺, а основания – ионы OH^-. В соответствии с представлениями данной теории типичными кислотами являются минеральные и органические кислоты, а типичными основаниями – гидроксиды металлов NaOH, KOH, Ca(OH)₂ и т.д.

Однако в рамках этих представлений в число оснований не включались многие вещества, молекулы которых не имеют гидроксильных групп, но образуют их при взаимодействии с растворителем. Например,

NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-;

C₆H₅N_{(пиридин)} + H₂O = С₆H₆N⁺ + OH^-.

Теория Аррениуса не учитывала влияние растворителя и оказалась неприменима ко многим водным и неводным растворам.

Более общей теорией кислот и оснований является протолитическая теорияБренстеда-Лоури (1923 г.), согласно которой кислотами являются вещества, способные отдавать протон другому веществу, а основаниями – вещества, способные принимать протон. В рамках этой теории кислотами и основаниями могут быть катионы, анионы и нейтральные молекулы. Например, к кислотам относят такие частицы, как HCl, NH₄⁺, HSO₄^-, HCO₃^-, ион гидроксония H₃O⁺ и др., а к основаниям – NH₃, Cl^-, CO₃^-2, HCO₃^-, анилин C₆H₅NH₂, пиридин C₆H₅N, ион гидроксила OH^- и др.

Вещества – переносчики протонов, называют протолитами.

Вещества, способные как присоединять, так и отдавать протоны, называются амфолитами (или амфотерными веществами). Например, H₂O, HCO₃^-, HS^- и др.

Согласно теории Бренстеда-Лоури кислоты и основания находятся в протолитическом равновесии. Протолитическое равновесие в широком смысле слова – равновесие, в котором участвует протон – ион водорода H⁺. Все реакции кислотно-основного взаимодействия по этой теории состоят в обратимом переносе протона от кислоты к основанию. В результате такого процесса образуется пара новых частиц, одна из которых опять способна отдавать протон, а другая его присоединять. Таким образом, кислота оказывается в равновесии с сопряженным основанием, а основание – с сопряженной кислотой и «нейтрализации» в смысле исчезновения кислоты и основания нет:

НА + В = ВH⁺ + А^–

(кислота 1) (основание 2) (кислота 2) (основание 1).

В данном примере сопряженными парами являются:

HA (кислота) и A^- (основание);

BH⁺ (кислота) и B (основание).

Одним из участников протолитической реакции может быть растворитель. С точки зрения кислотно-основных свойств растворители можно разделить на три группы.

1. Апротонные растворители, не обладающие ни кислотными, ни основными свойствами – углеводороды и их галогенопроизводные: бензол, гексан, хлороформ.

2. Протофильные растворители, обладающие только основными свойствами: кетоны (ацетон), простые эфиры (диоксан, диэтиловый эфир), третичные амины (пиридин).

3. Амфитропные растворители, обладающие как кислотными, так и основными свойствами: вода, спирты, карбоновые кислоты, первичные и вторичные амины.

Важнейшая особенность амфитропных растворителей – способность к передаче протона от одной молекулы растворителя к другой:

Например, H₂O + H₂O = H₃O⁺ + OH^-

Такие процессы, в которых одна молекула растворителя проявляет свойства кислоты, а другая – основания, называют автопротолизом. Катион, образующийся из молекулы растворителя, называется лионий, а анион – лиат. Для воды: H₃O⁺ – гидроксоний, OH^- –гидроксил.

Теория кислот и оснований Льиса (1926 г.). Она основывается на рассмотрении электронного строения частиц и не считает наличие водорода обязательным признаком кислоты. Кислотами, по Льюису, являются частицы с незаполненной внешней электронной оболочкой, а основаниями – частицы со свободной парой электронов. Таким образом, кислоты Льюиса выступают как акцепторы электронной пары, а основания – как доноры. Например:

H⁺†_{(кислота)} +:NH_{3(основание)} = NH₄⁺.

К кислотам Льюиса в соответствии с определением относятся молекулы, образованные атомами с незаполненной восьмиэлектронной оболочкой (BF₃, SO₃), катионы-комплексообразователи (Fe⁺³, Cu⁺², Ag⁺ и др.), галогениды с ненасыщенными связями (SnCl₄, TiCl₄), молекулы с поляризованными двойными связями (CO₂, SO₂). Многие реакции, которые по теории Льюиса следует называть реакциями кислотно-основного взаимодействия, известны как реакции образования координационных соединений, например:

Cu²⁺ + NH₃ = Cu(NH₃) ²⁺;

Fe³⁺ + Cl^- = FeCl²⁺.

Развитием теории Льюиса стала концепция жестких и мягких кислот Пирсона, по которой при взаимодействии кислоты (акцептора пары электронов) с основанием (донором пары электронов) возможно образование как ковалентной, так и ионной и координационной связи. В круг кислотно-основных реакций включается, таким образом, комплексообразование.

Согласно теории Усановича, кислотами считают вещества, отдающие катионы или принимающие анионы (или электроны), основаниями – вещества, отдающие анионы (или электроны) и принимающие катионы. Включение электрона в рассматриваемое определение сделало окислительно-восстановительные процессы частным случаем кислотно-основного взаимодействия и это явилось предметом критики.

Круг явлений, с которыми сталкивается аналитическая химия, наиболее удовлетворительно описывается с позиций протолитической теории Н.Бренстеда и Т.Лоури. Эта теория удачно объясняет практически все процессы в растворах, в том числе неводных.

Поиск по сайту: