Кислоты и основания

Первоначальное описание природы кислот и оснований

Еще до работ Оствальда и Аррениуса предпринимались попытки дать определения кислоты и основания. В то время единственной особенностью кислоты было действие на растительные красители (лакмус) и наличие кислого вкуса. Особенностью оснований являлась моющая способность и ощущение «мыльноости».

В XVII веке термины кислоты и основания уже сформировались. Со временем эти понятия все время дополнялись и уточнялись.

Было выяснено, что кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием солей. Термин «основание» заменили термином «щелочь», обозначающий соединение, противоположное кислоте.

Существуют разные взгляды на природу кислот и оснований. Изучением их свойств занимались:

• $1663$ г. Бойль;

• $1780$ г. Лавуазье разработал «кислородную теорию» кислот. Свойства кислот, согласно теории, объясняются наличием в их молекулах кислорода. Однако, позже выяснилось, что многие кислоты не содержат кислород (например: плавиковая кислота, сероводородная кислота), в то время как вещества, к кислотам не относящиеся, имеют в своем составе атомы кислорода (оксиды, соли и др.).

• $1802-1819$ гг. И Берцеллиус приписал оксидам электрический заряд. Он считал, что кислоты образуются и электроотрицательных оксидов неметаллов, а основания -- из электроположительных оксидов металлов.

• $1814$ г. Дэви предположил, что в состав кислот всегда входит водород. Это является обязательным условием образования кислот. Эта идея положила начало созданию «водородной теории» кислот.

• $1838$ г. Либих. Охарактеризовал кислоты как вещества, имеющие в своем составе водород, способный замещаться металлами. Однако он не смог объяснить как наличие водорода может обуславливать кислотные свойства.

• $1887$ г. С. Аррениус на основании теории электролитической диссоциации сформулировал ионную теорию кислот и оснований. Кислота -- это вещество, содержащее водород. При диссоциации кислоты в воде образуются положительно заряженные ионы -- катионы водорода и отрицательно заряженные -- анионы. При диссоциации основания образуются отрицательно заряженные ионы гидроксила и катионы водорода.

• $1924$ г. Э Франклин разработал сольвентную теорию кислот. При растворении кислот и оснований концентрация катионов и анионов увеличивается. Сольвентная теория наиболее актуальна при исследовании кислот и оснований в неводных растворах. Взаимодействие кислот и оснований можно выразить схемой:

  $Кислота \ + \ основание \ > \ соль \ + \ растворитель$

• $1907$ г. А. Вернер сформулировал теорию ангидро -- и аквакислот и оснований. Безводные соединения (ангидро -- кислоты $A$ и ангидро - основания $B$) в водном растворе способны превращаться в аква -- кислоты $[AOH]^-H^+$ и аква -- основания $[BH]^+OH^-$,которые диссоциируют:

  $[AOH]^-H^+ > [AOH]^-+H^+$

  $[BH]^+OH^- > [BH]^++OH^-$

Исследования Оствальда - Аррениуса

В $1887$ г. Оствальд -- Аррениус определил, что усиление кислотных свойств зависит от присутствия в растворе ионов водорода, основания в растворе дают гидроксид-ионы и способы нейтрализовать кислоты по схеме:

$H^+ + OH^- >H_2O$

Однако его теория не могла объяснить многих явлений.

Гидратировнный протон называют ионом оксония $H_3O^+$. Катион оксония может сольватироваться молекулами воды и, тогда его запись приобретает вид: $H_9O_4^+$. В этаноловых растворах он будет присутствовать в виде катиона $C_2H_5OH_2^+$, а в жидком аммиаке как ион $NH_{4}^+.$

Современные представления о природе кислот и оснований

Существует несколько обобщенных теорий кислот и оснований. К важнейшим из них относятся:

1. Протонная теория. Согласно этой теории кислота выступает донором протона. В результате отдачи протона кислота переходит в основание, сопряженное кислоте.

   Например:

   
   
   Рисунок 1.

   Основание является акцептором протона. В результате присоединения протона оно переходит в кислоту, сопряженную основанию.

   
   
   Рисунок 2.

   Сопряженные кислота и основания являются протолитами, образуют протолитическую систему:

   $Кислота \ ↔ \ Основание + H^+$

   Протолиты могут быть:

   • нейтральными;

   • молекулярными;

   • катионными;

   • анионными.

   Например:

   
   
   Рисунок 3.

   Амфолитами называют вещества, кислотно -- основное поведение которых определяется другими участниками реакции. Амфолиты могут выступать как в качестве кислоты так и в качестве основания. Для этих веществ характерно кислотно -- основное диспропорционирование.

   Примеры амфолитов:

   $Вода \ H_2O + H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$,

   $H_2O \ (кислота) ↔ H^+ + OH^-$,

   $H_2O \ (основание) + H^+ ↔ H_3O^-$;

   Аммиак $NH_3 + NH_3 - NH_4^+ + NH_2^-$;

   Плавиковая кислота $HF + HF ↔ H_2F^+ +F^-$

   В ряду $NH_3$, $H_2O$, $HF$ наибольшим сродством к протону обладает жидкий аммиак $NH_3$. Поэтому в его среде вода будет выступать как сильная кислота, а в жидком фтористом водороде -- как сильное основание.

   $NH_3 + H_2O → NH_4^+ + OH^-$,

   $HF + H_2O → F^- + H_3O^+$.

   Вещества, которые проявляют в водном растворе свойства слабых кислот ($NCN$, $CH_3COOH$, $H_2S$, $HF$ и др.), в среде $NH_3$ становятся сильными кислотами:

   $HCN + NH3 → NH_4^+ + CN^-$.

   В среде фтороводорода, который обладает малым сродством к протону, большинство веществ, содержащих водород, будут основаниями:

   $HNO_3 + HF ↔ H_2NO_3^+ + F^-$.

   Протонная теория может быть применима ко всем сольвосистемам, в которых возможен переход протонов. В реакциях, протекающих при высоких температурах, она не применима.

2. Электронная теория. Кислота выступает акцептором электронных пар. Это может быть ион, атом, молекула с незавершенной электронной конфигурацией, которые могут присоединять электронные пары для образования ковалентной связи.

   Основание является донором электронных пар. Также участвует в образовании ковалентной связи.

   Кислотно -- основное взаимодействие приводит к образованию донорно -- акцепторной связи.

   Например:

   $HCl + NH_3 > NH_4Cl$,

   $Ag^+ + 2NH_3 > [Ag(NH_3)_2]^+$,

   $AlCl_3 + Cl^- >[AlCl_4]^-$.

   Электронную теорию применяют, если:

   • рассматривают процессы, протекающие без растворителя;
   • в сольвосистемах, в которых не наблюдается обмен протонов;
   • рассматривают реакции, протекающие при высоких температурах.