Сборник статей по химии

Теории кислот и оснований

«Проблемы кислотно – основного взаимодействия во все периоды развития химии стояли в центре внимания этого раздела естествознания»

/Ю. Я. Фиалков/

1. Теория электролитической диссоциации (1884 г. Сванте Аррениус)

Широкий круг химических реакций протекает в водной среде после переведения исходных веществ в растворенное состояние. Основные классы неорганических соединений – кислоты, основания, соли - зачастую представляют собой вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связями. Согласно теории электролитической диссоциации, базирующейся на коллигативных свойствах растворов, при растворении подобных веществ под действием полярных молекул воды происходит распад на ионы. Их водные растворы проводят электрический ток и являются проводниками второго рода. В отличие от электронной проводимости в металлах (проводников первого рода) переносчиками зарядов в растворе являются положительно и отрицательно заряженные ионы. Вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

В свете теории электролитической диссоциации реакции между электролитами в растворе есть реакции между ионами. При этом:

Кислота – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием в качестве катиона только катиона гидроксония Н3О+.

Основание – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием в качестве аниона только аниона гидроксила ОН-.

Обменная реакция между электролитами протекает в направлении уменьшения количества ионов в растворе, что возможно в следующих случаях:

1. Часть ионов удаляется из раствора в виде осадка или газа.

2. Продукт реакции является более слабым электролитом, чем электролиты – реагенты.

3. Образуются малодиссоциированные сложные ионы – гидроанионы слабых кислот (НСО3-, НРО42-…), гидроксокатионы слабых оснований и амфотерных гидроксидов (FеОН+, Аl(ОН)2+), комплексные ионы ([Fe(CN)6]3-, [Zn(OH)4]2-).

Если малорастворимые вещества имеются и среди продуктов, и среди реагентов, то реакция идет в направлении образования наименее растворимых соединений. //Используются справочные данные по величинам произведения растворимости малорастворимых соединений//

Для реакций между электролитами записывают ионно-молекулярные уравнения, в которых указывается преимущественная форма нахождения вещества в реакционной среде: сильные электролиты – в виде ионов, а слабые электролиты, газообразные и малорастворимые вещества – в молекулярном виде.

Пример 1. Установите возможность реакции в растворе между электролитами:

а) Na2SO4 + Mg(NO3)2 ≠ - реакция неосуществима, так как все ионы в растворе остаются без изменения;

б) (NH4)2S + CuCl2 → CuS↓ + 2NH4Cl, Cu2+ + S2- = CuS – реакция возможна, так как выделяется осадок;

в) Zn(ClO4)2 + NaOH → Zn(OH)ClO4 + NaClO4, Zn2+ + OH - = ZnOH+ - реакция возможна, так как образуется слабодиссоциирующий сложный ион;

г) Al2(SO4)3 + 12KOH → 2K3[Al(OH)6] + 3K2SO4, Al3+ + 6OH - = [Al(OH)6]3-– реакция возможна, так как часть ионов связывается в комплексный ион;

д) Ag2CrO4 + 2HCl → 2AgCl + H2CrO4, Ag2CrO4 + 2H+ + 2Cl - = 2AgCl + H2CrO4 – реакция возможна, так как растворимость хлорида серебра меньше растворимости хромата серебра, а хромовая кислота слабее соляной;

е) 3NaH2PO4 + 6KOH → Na3PO4 + 2K3PO4 + 6H20 – реакция возможна, так как вода диссоциирует слабее, чем дигидрофосфат – ион.

Частным случаем реакций ионного обмена является реакция нейтрализации:

Основание + Кислота = Соль + Вода

Реакция нейтрализации – реакция между кислотой и основанием, ведущая к связыванию ионов гидроксония и гидроксила с образованием малодиссоциированного соединения - воды:

Н3О+ + ОН - = 2Н2О

В общем виде реакцию нейтрализации отражает уравнение:

mMen+(OH)n + nHmAm - → Memn+Anm - + mnH2O

При избытке двух - и многокислотных оснований образуются малодиссоциированные гидроксоионы:

Men+(OH)n + Н+ = Me(OH)n-1+ + H2O

При избытке многоосновных кислот образуются гидроанионы:

HmA + ОН - = Hm-1A - + H2О

Если гидроксид амфотерен, то он вступает в реакцию нейтрализации и с основанием, и с кислотой.

Пример 2: Запишите уравнения реакции нейтрализации гидроксида цинка а) едким натром и б) соляной кислотой.

а) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4],

б) Zn(OH)2 + HCl = ZnOHCl + H2O; ZnOHCl +HCl = ZnCl2 + H2O

Тренировочные упражнения по теме «Реакции ионного обмена»

1. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

1. Na3PO4 + Al(NO3)3→

2. MgCl2 + KOH→

3. CaCO3 + CO2 + H2O→

4. Al2(SO4)3 + NaOH→

5. Fe(OH)2NO3 + HNO3→

6. Cr(OH)3 + NaOH→

7. NH3×H2O + CH3COOH→

8. PbCrO4 + KOH→

9. Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2→

10.KHSO4 + NaOH→

11.NH3 + H3PO4→

12.AlCl3 + Al(OH)3→

2. Составьте уравнения всех возможных реакций между соляной кислотой и алюминатом натрия Na[Al(OH)4].

3. Составьте формулы: а) основных сульфатов железа (Ш); б) кислых ортофосфатов кальция.

Различают сильные электролиты, молекулы которых при растворении полностью диссоциируют на ионы, и слабые, обладающие частичной диссоциацией.

Количественной оценкой силы электролита служат степень и константа диссоциации.

Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул распавшихся на ионы к начальному числу молекул. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора и увеличивается по мере его разбавления.

Константа диссоциации слабого электролита не зависит от концентрации раствора и связана со степенью диссоциации законом разведения (1888 г. Фридрих Вильгельм Оствальд) :

2. Протолитическая теория (1923 г. Бренстед и Лоури)

Ограниченность теории электролитической диссоциации заключается в том, что вода – важнейший растворитель, но далеко не единственный. В 1905 году Е. Франклином была обнаружена глубокая аналогия между растворением электролитов в воде и жидком аммиаке (-35оС).

2О ↔ Н3О+ + ОН-

2NH3 ↔ NH4+ + NH2-

 

Ион

гидроксония

Гидроксил

ион

 

Ион

аммония

Амид

ион

Реакция нейтрализации:

НCl + KOH = KCl + H2O          HCl + KNH2 = KCl + NH3

H+ + OH - = H2O                      H+ + NH2- = NH3

Кроме этого теория электролитической диссоциации не могла объяснить наличие основных свойств у некоторых веществ, не содержащих гидроксильных групп ОН-, например, NH3, N(C2H5)3 и др.

Вполне закономерно было появление более универсальной теории кислот и оснований, которая была основана на представлении о переносе протона:

Кислота – вещество, состоящее из молекул или ионов, являющихся донорами протонов.

Основание – вещество, состоящее из молекул или ионов, являющихся акцепторами протонов.

Реакция нейтрализации – реакция, ведущая к образованию равновесной смеси сопряженных пар, состоящих из двух кислот и двух оснований:

Кислота 1 + Основание 2 ↔ Основание 1 + Кислота 2

      |____Н+________|↑           ↑ |______Н+_______|

В рамках протолитической теории вода является амфолитом, так как способна выполнять функции и кислоты и основания:

Н2О ↔ Н+ + ОН - вода - донор протона, то есть кислота.

к ↑__________↑ о

Н2О + Н+ ↔ Н3О+ вода – акцептор протона, то есть основание.

о ↑__________↑к

Внешне простые, «нехимические» процессы растворения многих веществ в воде фактически оказались реакциями кислотно-основного характера с большим положительным тепловым эффектом.

Пример 3. Укажите сопряженные пары кислот и оснований в реакции: Н2О + NH3OH- + NH4+

Решение: Молекула воды отдает протон, следовательно, является кислотой, которой соответствует сопряженное основание – гидроксил – анион. Молекула аммиака принимает протон, следовательно, является основанием, которому соответствует сопряженная кислота – катион аммония.

Протолитическая теория рассматривает практически любую кислоту или основание как амфотерный растворитель в зависимости от сродства к протону. Таким образом, вещество становится кислотой или основанием в зависимости от партнера по реакции.

Ряд сродства к протону таков: NH3N2H4H2OHCNH2SCH3COOHH3PO4HFHNO3HClH2SO4HBrHClO4

Каждое правее стоящее вещество является более сильной кислотой, чем предыдущее.

3. Электронная теория (1938 г. Г. Н. Льюис)

Возникает вполне закономерный вопрос: могут ли вещества обладать кислотными или основными свойствами, если в их составе нет атома водорода, способного к протонизации? Утвердительный ответ дала новая теория кислот и оснований, созданная американцем Г. Льюисом.

Кислота – это вещество, обладающее неподеленной электронной парой, донируя которую, оно может образовывать ковалентную связь с каким – либо атомом, молекулой или ионом, т. е. донор электронной пары.

Основание – вещество, обладающее свободной квантовой ячейкой, способное принимать неподеленную пару электронов, т. е. – акцептор электронной пары.

С позиции теории Льюиса протон может рассматриваться как Льюисова кислота, так как он способен акцептировать электронную пару. Кроме того, все катионы могут рассматриваться в качестве Льюисовых кислот, а все анионы в качестве Льюисовых оснований.

4. Теория автопротолиза или сольвосистем (1939 г. Кэди, Элсей, Франклин, М. Усанович, А. Шатенштейн, Н. Измайлов)

Еще более широко трактует понятия «кислота» и «основание» теория сольвоситем:

Кислота – растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать ион лиония.

Основание - растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать ион лиата.

Ионы лиония и лиата – продукты автоионизации – самопроизвольного процесса, при котором две молекулы растворителя образуют катион и анион.

Пример 4. Запишите рекции автоионизации воды, аммиака, уксусной кислоты.

Растворитель ион лиония ион лиата

2Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

2NH3 ↔ NH4+ + NH2-

2CH3COOH ↔ CH3COOH2+ + CH3COO-

Анализ представленных уравнений показывает, что поведение иона NH4+ в жидком аммиаке аналогично поведению иона Н3О+ в воде. Хлорид аммония, растворяясь в аммиаке, будет вести себя, как соляная кислота в воде, то есть является сильной кислотой. Амид калия КNH2 в жидком аммиаке будет вести себя, как КОН в воде, то есть является сильным основанием.

Опорная таблица для определения кислот и оснований с позиций разных теорий

Теория

Кислота

Основание

Реакция нейтрализации

Электролитической диссоциации

НА=Н++А-

НА+Н2О= Н3О++А-

Диссоциирует в водном растворе с образованием катиона гидроксония Н3О+

КОН=К++ОН-

Диссоциирует в водном растворе с образованием аниона гидроксила ОН-

Н3О+ + ОН- = 2Н2О

Протолитическая

Донор протона

HCl↔H++Cl-

H2O↔H++OH-

Акцептор протона

NH3+H+↔NH4+

H2O+H+↔H3O+

Образование сопряженных пар «кислота-основание»

HCl+H2O↔Cl-+H3O+

к.1 о.2 о.1 к.2

Электронная

Акцептор неподеленной электронной пары, обладает свободной орбиталью.

Донор неподеленной электронной пары.

H3N: + ◘H+ + Cl- ↔

NH4+Cl-

Автопротолиза или сольвосистем

Соединение, диссоциирующее с образованием катиона, соответствующего катиону растворителя, - иона лиония.

Соединение, диссоциирующее с образованием аниона, соответствующего аниону растворителя, - иона лиата.

Н3О+ + ОН- ↔ Н2О

NH4+ + NH2-↔ 2NH3

Усановича

Вещество, способное отдавать катион, соединяющееся с анионом или электроном или нейтрализующее основание с образованием соли

Вещество, способное отдавать анион или электрон, соединяющееся с катионом, нейтрализующее кислоты с образованием соли

Этому определению отвечают любые реакции, в том числе и окислительно-восстановительные. Право на существование теории спорно.

Добавить комментарий


Защитный код
Обновить

По темам:

История Украины

Культурология

Высшая математика

Информатика

Охотоведение

Статистика

География

Военная наука

Английский язык

Генетика

Разное

Технологиеские темы

Украинский язык

Филология

Философия

Химия

Экология

Социология

Физическое воспитание

Растениевосдство

Педагогика

История

Психология

Религиоведение

Плодоводство

Экономические темы

Бухгалтерские темы

Маркетинг

Иностранные языки

Ветеринарная медицина

Технические темы

Землеустройство

Медицинские темы

Творчество

Лесное и парковое хозяйство

Агрономия

Преподавателям

Юридические темы