Определение кислот и оснований по Бренстеду и Лаури
В 1923 г. независимо друг от друга Бренстед и Лаури предложили определение кислот и оснований, учитывающих положение о том, что протон в растворе существовать не может. Согласно их определению,
-
кислота -- это соединение, частицы которого (ионы или молекулы) в результате протонотранспортной реакции способны отдавать протон другому веществу;
-
основание -- это соединение, частицы которого (ионы или молекулы) в результате протонотранспортной реакции принимают протон от другого вещества.
И основание, и кислота во время реакции могут переносить протон, поэтому их называют протолитами. Реакции между протолитами называются протолитическими.
Исходя из этого, кислоты являются протон - донорными веществами, а основания считают протон - акцепторными веществами.
- Кислота ↔ Основание + H+
Однако данное соотношение не описывает истинную реакцию (протон H+ в растворе не существует).
В растворе происходит соперничество за протон, в котором участвует и растворитель. Кислоту и основание, связанные за счет обмена протоном, называют сопряженной кислотно -- основной парой:
-
Кислота 1 ↔ сопряженное основание 1+ H+;
-
Основание 2 + H+ ↔ сопряженная кислота 2.
В общем виде реакцию между кислотой и основанием можно записать следующим образом:
- Кислота 1 + Основание 2 ↔ сопряженное основание 1 + сопряженная кислота 2.
Кислота 1 будет превращаться в сопряженное с ней основание, и, наоборот, основание 2 превращается в сопряженную с ним кислоту.
Реакции между кислотами и основаниями Бренстеда
Кислотные взаимодействия характеризуются как реакции между кислотами и основаниями. Если в растворе нет основания -- акцептора протона, то вещество как кислота реагировать не может. При этом необходимо присутствие более сильного основания, способного оторвать протон от кислоты. Протон отщепляется от кислоты не самопроизвольно, а под действием основания. Нельзя разделять кислотные и основные свойства, так как существует единое кислотно -- основное взаимодействие.
Вода является амфотерным растворителем и может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания.
-
Вода в роли кислоты, является донором протона:
- RNH2+H2O↔RNH3++OH−;
- HSO4−+H3O+↔H2SO4+H2O;
- CH3CO2−+H2O↔CH3CO2H+OH−.
-
Вода в роли основания, действует как акцептор протонов:
- HSO4−+H2O↔H3O++SO42−;
- CH3CO2H+H2O↔H3O++CH3CO2−.
Ионы могут обнаруживать двойные функции: выступать и как основание и как кислота. Свойства конкретного соединения зависят от свойств, проявляемых конкурирующей сопряженной пары.
Гидрокарбонат -- анион HCO3- может проявлять двойственный характер взаимодействия с водой.
-
ведет себя как донор (кислота):
- HCO3−(p)+H2O(ж)>H3O+(p)+CO32−(p)
-
ведет себя как акцептор (основание):
- HCO3−(p)+H2O(ж)>H2CO3(p)+OH−(p)
Вещества - протолиты, способные отдавать и присоединять протоны, называются амфолитами или амфипротонными веществами.
Свойства кислот и оснований противоположны и при взаимодействии они нейтрализуют друг друга, то есть протекает реакция нейтрализации. В результате данной реакции образуется соль (ионное соединение) и вода.
Согласно теории Бренстеда -- Лоури, кислоты можно рассматривать как гидратированные ионы металлов. Вода, которая находится во внутренней сфере ионов, выступает донором протонов.
Протолитическая теория описывает многие равновесия. Примеры таких процессов изображены в таблице:
Рисунок 1.
Кислотно - основное титрование - одно из важнейших применений реакции нейтрализации. С его помощью определяют концентрации основания или кислоты в растворе, широко используется в аналитической химии.
При определении концентрации кислоты, пользуются стандартным раствором основания (т.е. с известной концентрацией). И наоборот, при определении концентрации основания пользуются стандартным раствором кислоты.
Количественная характеристика силы кислоты
Кислотно - основные взаимодействия необходимо рассматривать с позиций термодинамики, так как оно является достаточно быстрым и равновесным процессом.
Количественно кислотность вычисляют по отношению к воде. При этом мерой кислотности выступает константа равновесия реакции (константа кислотности) Ka:
A↔B+H+
Измерить абсолютное значение Кa невозможно, так как данное равновесие возможно при наличии сопряженной пары. Значение константы кислотности можно предопределить относительно выбранного стандарта.
Стандартное равновесие имеет вид:
H3O+↔H2O+H+, Ka=1;
Тогда для любого кислотно -- основного процесса:
A1+B2↔A2+B1
Константы кислотности кислоты при взаимодействии с водой будут теми же, что и в теории Аррениуса. Для многоосновных кислот первая константа равновесия всегда больше последующих.