Кислоты

Определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации было дано ранее (см. § 6.5). 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

Кислота → основание + Н⁺

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-акцепториой связи ион аммония:

HNO₃ + NH₃ = NH₄⁺ + NO₃^-

^{кислота основание основание кислота}

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 AlF₃ – 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 таблице сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время.

Номенклатура и классификация кислот. Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNО₂), двухосновные (Н₂СО₃, H₂SO₄) и трехосновные (Н₃РО₄).

По составу кислоты делят на бескислородные (HCI, H₂S) и кислородсодержащие (НСlО₄, НClО₃).

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -вал, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная:

Если рассмотреть полярность связи водород — элемент в пределах периода, то легко можно связать полярность этой связи с положением элемента в периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионно построенные гидриды металлов.

Атомы элементов III-IV групп — бор, алюминий, углерод, кремний — образуют с атомами водорода ковалентные, слабо полярные связи, не склонные к диссоциации. Однако с ростом заряда атома в пределах периода, т.е. для элементов V-VII групп, полярность связи элемент-водород вновь увеличивается, но характер распределения зарядов в возникающем диполе иной, чем для элементов, склонных к потере электронов. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают (поляризуют) к себе пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН₄ - NH₃ - Н₂O - HF или SiH₄ - РН₃ - H₂S - НСl связи атомов водорода, оставаясь ковалентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположительным. Если полярные молекулы оказываются в полярном растворителе, то может происходить процесс электролитической диссоциации.

Как уже указывалось, оксид водорода — вода Н₂О — сам способен к процессам частичной диссоциации 2Н₂О = Н₃О⁺ + ОН^-. Естественно предположить, что водородные соединения элементов IV-V групп будут менее склонны к диссоциации, и в водных растворах всегда будет присутствовать более диссоциированное по связи Э-Н (С-Н, N-H, Р-Н) соединение — вода. И действительно, соединения элементов IV-V групп с металлами, в которых имеются ионные связи Э-металл, разрушаются водой, проявляющей в данном случае роль сильной кислоты по отношению к соответствующимводородным соединениям и их анионам:

Напротив, для водородных соединений элементов VI и VII групп связь Э-Н будет не менее полярна, чем в молекулах воды, и они смогут диссоциировать по этой связи, причем образующийся ион водорода обратимо переходит на электронную пару воды с образованием иона гидроксония:

Ионный разрыв связи Э-Н протекает тем легче, чем больше размер атома, поэтому в ряду галогеноводородных кислот сила кислот возрастает от HF к HI.

У кислородсодержащих кислот наблюдается аналогичная картина, их специфика заключается в том, что во всех этих кислотах имеется связь Н-О-Э и естественно, что под влиянием связи О-Э будет меняться полярность связи Н-О. В большинстве случаев она выше полярности связи Н-О-Н а тем более связи Н-О-металл. Поэтому эти кислоты диссоциируют, как правило, легче, чем вода:

На нескольких примерах рассмотрим чрезвычайно важную особенность кислородсодержащих кислот, образованных элементами, способными проявлять различную степень окисления. Хорошо известно, что хлорноватистая кислота HClO является очень слабой кислотой, НСlO₂ — также слабая, но сильнее хлорноватистой, НСlO₃ — сильная кислота. Хлорная кислота НСlO₄ — самая сильная из кислот в этом ряду и одна из самых сильных среди всех неорганических кислот. Рассмотрим структурные формулы этих кислот.

Для диссоциации по кислотному типу необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO₂ – НсlO₃ - НСlO₄? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи О-О оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О-Н, которая за счет этого ослабляется.

Такая закономерность — усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома — характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO₃, в которой степень окисления азота равна +5, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота НNO₂ (степень окисления азота +3); серная кислота H₂SO₄ (S⁺⁶) — более сильная, чем сернистая кислота H₂S0₃ (S⁺⁴).

Дата добавления: 2014-01-05