Кислотно-основные взаимодействия в растворах. Протонные кислоты и кислоты Льюиса. Амфотерность

Попытки дать определение кислоты и основания предприни­мались еще до работ Аррениуса по диссоциации электролитов. Кислый вкус и действие на растительные красители, такие, как лакмус, — вот особенности кислот. А особенности щелочей — это ощущение «мыльности» и моющая способность. Было установле­но, что кислоты реагируют со щелочами и некоторыми другими соединениями с образованием солей. Термин «основание» заме­нил термин «щелочь», как обозначающий вещество, противопо­ложное кислоте.

Основание — это вещество, реагирующее с кислотой с образо­ванием соли.

Либих определил кислоты как соединения, содержащие водород, который может замещаться металлами.

Согласно теории электролитической диссоциации, усиление (увеличение) кислот­ных свойств обусловлено только теми атомами водорода, которые в растворе присутствуют в виде ионов. Основания, согласно этой теории, — вещества, дающие гидроксид-ионы и нейтрализующие в растворе кислоты по реакции:

Н⁺+ОН^-®Н₂O

Итак, кислоты дают ионы Н⁺, а основания — ионы ОН^-.

Однако определения кислот и оснований, даваемые теорией диссоциации, привели к затруднениям. Например, следует ли, относить чистый хлороводород, не проводящий электрический ток, к кислотам, или он становится кислотой только в присутствии воды? Раствор этилата натрия C₂H₅ONa в этаноле обладает свойствами сильного основания, хотя содержит не ионы ОН^-, а ионы С₂Н₅О^-. Такие основания, как аммиак, лучше нейтрализуют кислоты, поглощая протон, чем основания, содержащие гидрок­сид-ионы:

NH₃+H⁺®NH₄⁺

Выполненные исследования поставили под сомнение сущест­вование в растворе иона водорода в виде Н⁺. По сравнению с дру­гими катионами, диаметр которых равен примерно 10^{-10 м, диа­метр протона очень мал; а именно: 10-15 м. По этой причине электрическое поле вблизи протона столь интенсивно, что он при­тягивает к себе любые молекулы, содержащие неподеленные электроны (неподеленные электронные пары), такие, например, как молекулы воды Н}₂О. Найдено спектроскопическими измере­ниями, что реакция:

Н⁺+Н₂O ®Н₃О⁺

сопровождается выделением 1300 кДж•моль^-1.

Столь высокая экзотермичность реакции служит доказатель­ством невозможности существования в растворе негидратированных протонов.

Напоминаем, что в «чистом» виде протон существует только в газовых и ядерных реакциях.

Гидратированный протон называют ионом гидроксония Н₃О⁺, хотя пользуются и термином ион водорода; в дальнейшем мы используем последний термин.

В последнее время выяснено, что еще более энергетически выгодным образованием, чем гидроксоний, является протон, гидратированный двумя молекулами воды: Н₅О⁺₂, вероятен также квадруполь Н₉О⁺₄.

Итак, подобно другим катионам, ион водорода сольватирует- 1 (гидратируется) молекулами воды (см. выше). В этанольных растворах он присутствует в виде (С₂Н₅ОН₂)⁺, в жидком аммиаке как NH⁺₄.

Теория кислот и оснований Брёнстеда-Лоури

То что протон не существует в растворе, сделало необходимым пересмотр понятия кислоты. Наилучшие определения кислот и оснований предложены Лоури и Брёнстедом в 1923 г. Согласно последним, кислота — это соединение, которое может передать протон другому соединению; основание — это соединение, которое может принять протон от другого соединения.

Эти условия записываются в виде соотношения:

Кислота «Основание + Н⁺

Но это соотношение не характеризует истинную реакцию, т.к. протон Н⁺ в растворе не существует.

Кислоту и основание, связанные приведенным соотношени­ем, т.е. за счет обмена протоном, называют сопряженной кислотно-основной парой. Так как:

Кислота 1«Сопряженное основание 1 + Н⁺

Основание 2+Н⁺«Сопряженная кислота 2,

то реакцию между кислотой и основанием можно записать в виде:

Кислота 1 + Основание 2«Сопряженное основание 1 + Сопряженная кислота 2

Кислота 1 превращается в сопряженное с ней основание, а основание 2 превращается в сопряженную с ним кислоту. Например:

СН₃СООН«СН₃СОО^-+Н⁺ NH₃+Н⁺«NH⁺₄ СН₃СООН+NH₃«СН₃СОО^-+NH⁺₄

Реакции между кислотами и основаниями. В растворе вещество не может реагировать как кислота, если нет основания — акцептора протона: кислотные взаимодейст­вия — это реакции между кислотами и основаниями. И аналогич­но: все реакции в растворе с участием оснований — это кислотно-основные взаимодействия. Приведем примеры:

Основания Брёнстеда-Лоури

NH₃+Н₂О«NH⁺₄+ОН^- (1)

RNH₂+Н₂О«RNH⁺₃+ОН^- (2)

HSO^-₄+Н₃О⁺«H₂SO₄+Н₂О (3)

СН₃СОО^-+Н₂О«СН₃СООН+ОН^- (4)

Кислоты Брёнстеда-Лоури

НСl+Н₂О®Н₃O⁺+Сl^- (5)

H₂SO₄+2Н₂О«2Н₃О⁺+SO^2-₄ (б)

СН₃СООН+Н₂О«Н₃О⁺+СН₃СОО^- (7)

В примерах (1-4) вода выступает в роли кислоты, т.к. являет­ся донором протона; в примерах (5-7) она, действующая как ак­цептор протонов, является основанием. Вот почему вода — это амфотерный растворитель; ион HSO^-₄ — амфотерная частица.

Дата добавления: 2014-01-20