Знаймо

Додати знання

приховати рекламу

Цей текст може містити помилки.

Теорії кислот і основ



План:


Введення

Теорії кислот і основ - сукупність фундаментальних фізико-хімічних уявлень, що описують природу і властивості кислот і підстав. Всі вони вводять визначення кислот і підстав - двох класів речовин, що реагують між собою. Завдання теорії - пророкування продуктів реакції між кислотою і підставою і можливості її протікання, для чого використовуються кількісні характеристики сили кислоти і основи. Відмінності між теоріями лежать в визначеннями кислот і підстав, характеристики їх сили і, як наслідок - у правилах передбачення продуктів реакції між ними. Всі вони мають свою область застосовності, якісь області частково перетинаються.

Кислотно-основні взаємодії надзвичайно поширеним в природі і знаходять широке застосування в науковій та виробничій практиці. Теоретичні уявлення про кислотах і підставах мають важливе значення у формуванні всіх концептуальних систем хімії та надають різнобічний вплив на розвиток багатьох теоретичних концепцій у всіх основних хімічних дисциплінах.

На основі сучасної теорії кислот і підстав розроблені такі розділи хімічних наук, як хімія водних і неводних розчинів електролітів, рН-метрія у неводних середовищах, гомо-і гетерогенний кислотно-основний каталіз, теорія функцій кислотності та багато інших.


1. Еволюція уявлень про кислотно-основних взаємодіях

Взаємодія парів
соляної кислоти і аміаку

Уявлення про кислотно-основних взаємодіях відносяться до числа фундаментальних хімічних положень. Поняття " кислота "і" підстава "сформувалися ще в XVII столітті, проте їх зміст неодноразово переглядалася і уточнювалося.

Образна теорія кислот і підстав була запропонована Н. Лемері. У своєму "Курсі хімії" (1675) він спробував пояснити фізичні і хімічні властивості речовин на мові їх форми і структури. Згідно з уявленнями Лемері кислоти на своїй поверхні мають гострі шипи, що викликають на шкірі колючі відчуття. Підстави, названі ним лугами, складаються з пористих тіл. "Шипи" кислот проникають в "пори", при цьому вони ламаються або притупляються, і кислоти перетворюються в нейтральні солі [1].

Наукові уявлення про природу кислот і підстав почали формуватися в кінці XVIII в. У роботах А. Лавуазьє кислотні властивості зв'язувалися з наявністю в складі речовини атомів кисню. Відомі тоді мінеральні та органічні кислоти, дійсно, містили кисень. Ця гіпотеза швидко показала свою неспроможність, коли завдяки роботам Г. Деві і Ж. Гей-Люссака став відомий цілий ряд кислот, не містять кисню (наприклад, галогеноводороди, синильні кислоти), в той час, як багато кисневмісних з'єднання не виявляють кислотних властивостей.

З початку XIX століття кислотами стали вважати речовини, здатні до взаємодії з металами з виділенням водню ( Ю. Лібіх, 1839). Приблизно в цей же час Й. Берцеліус висунув ідею, що пояснює кислотно-основні властивості речовин їх електричної "дуалістичної" природою. Так, до кислот він відносив електронегативний оксиди неметалів і деяких металів (наприклад, хрому, марганцю та ін), а електропозитивні оксиди металів вважав підставами. Таким чином, кислотність або основность Берцеліусом розглядається як функціональне, а не абсолютне властивість з'єднання. Берцеліус вперше зробив спробу кількісної оцінки і прогнози сили кислот та основ [2].

C появою теорії електролітичної дисоціації С. Арреніуса (1887) виникла можливість опису кислотно-основних властивостей виходячи з продуктів іонізації електроліту. Завдяки роботам В. Оствальда теорія отримала розвиток для слабких електролітів.

На початку XX в. американські хіміки Г. Кеді, Е. Франклін і Ч. Краус створили теорію сольвосістем, поширити положення теорії Арреніуса-Освальда на всі розчинники, здатні до самодисоціації.

В основу сучасних теорій кислот і підстав покладені уявлення Й. Бренстеда і Г. Льюїса. Є цілком успішні спроби створити узагальнені теорії ( М. Усановіч, 1939), але вони не знаходять широкого застосування [3].


2. Воднева теорія Лібіха

Визначення. Кислота - речовина, здатна реагувати з металом з виділенням водню. Поняття "підстава" в цій теорії відсутня.
Продукти реакції. При реакції кислоти з металом утворюється сіль і водень.
Приклади. Кислота - HCl.
Реакція 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Критерії протікання реакції. Із сильними кислотами реагують метали, які стоять в ряду активностей лівіше водню. Чим слабкіше кислота, тим більш активний метал потрібен для реакції між ними. Кількісні характеристики. Оскільки теорія використовується рідко, кількісні характеристики сили кислоти (а значить, і передбачення напряму реакції) в рамках даної теорії не розроблені.
Область застосовності. Передбачення взаємодії водородсодержащих речовин з металами в будь-яких розчинниках.
Специфічні риси. Відповідно до цієї теорії етиловий спирт та аміак є слабкими кислотами, так як здатні реагувати з лужними металами:

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH 3 + 2Na = 2NaNH 2 + H 2

3. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса-Оствальда

Схема електролітичної дисоціації оцтової кислоти
у водному розчині


Визначення. Кислоти - це речовини, що утворюють у водному розчині іони гідратовані катіони водню Н + (іони гідроксонію) і аніони кислотного залишку.
Підстави - ​​речовини, дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів металу і гідроксид-аніонів ОН -.
Солі - речовини, дисоціюють з утворенням катіону металу та аніону кислотного залишку.
Продукти реакції. В реакції кислоти з основою (реакція нейтралізації утворюється сіль і солі і води.
Приклади. Кислота - HCl (кислотний залишок Cl -):

HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl -

Підстава - NaOH:

NaOH ↔ Na + + OH -

Реакція нейтралізації (сіль - NaCl):

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Критерії протікання реакції. Сильні кислоти реагують з сильними основами. Чим слабкіше кислота, тим більш сильне підставу потрібно для реакції.
Кількісні характеристики Сила кислоти і підстави характеризуються їх константами дисоціації K.

Для кислоти HA K = [H +] [A -] / [HA]
Для заснування MOH K = [M +] [OH -] / [MOH]

Щоб пройшла реакція між кислотою і основою, твір їх констант дисоціації повинно бути більше, ніж 10 -14 (іонний добуток води).
Область застосовності. Вона цілком задовільно описує реакції досить сильних кислот і підстав один з одним і властивості їх водних розчинів. На основі уявлень про ступінь і константу дисоціації було закріплено розподіл електролітів на сильні і слабкі, введено поняття водневого показника, поширення якого на лужні середовища вимагає, однак, додаткових допущень (введення іонного добутку води).
Теорію можна застосовувати для опису гідролізу солей і реакції кислот і основ з солями, однак при цьому потрібно вельми громіздкий апарат - протонна теорія (див. нижче) набагато зручніше.
Застосовність теорії Арреніуса-Оствальда обмежується водними розчинами. крім того, вона не дозволяє пояснити наявність основних властивостей аміаку, фосфіну та інших сполук, що не містять гидроксогрупп.


4. Протонна теорія Бренстеда-Лаурі

Порівняння моделей
кислотно-основної взаємодії
по Льюїсу і Бренстеда

Протолітичну (протонна) теорія кислот і підстав була запропонована в 1923 році незалежно один від одного датським вченим Й. Бренстедом і англійським вченим Т. Лоурі. У ній поняття про кислотах і підставах було об'єднано в єдине ціле, що виявляється в кислотно-основному взаємодії: А Equilibrium rl.svg В + Н + (А - кислота, В - підстава). Відповідно до цієї теорії кислотами є молекули або іони, здатні бути в даній реакції донорами протонів, а підставами є молекули або іони, що приєднують протони ( акцептори). Кислоти і підстави отримали загальну назву протолітами.

Сутністю кислотно-основної взаємодії є передача протона від кислоти до основи. При цьому кислота, передавши протон основи, сама стає підставою, так як може знову приєднувати протон, а підстава, утворюючи протонувати частинку, стає кислотою. Таким чином, в будь-якому кислотно-основному взаємодії беруть участь дві пари кислот і підстав, названі Бренстедом сполученими: А1 + В2 Equilibrium rl.svg А2 + В1.

Одне і те ж речовина в залежності від умов взаємодії може бути як кислотою, так і підставою ( амфотерність). Наприклад, вода при взаємодії з сильними кислотами є підставою: H 2 O + H + Equilibrium rl.svg H 3 O +, а реагуючи з аміаком, стає кислотою: NH 3 + H 2 O Equilibrium rl.svg NH 4 + + OH -.


5. Теорія сольвосістем

Теорія сольвосістем - розширення теорії Арреніуса-Оствальда на інші іонні (зокрема, протонні розчинники). Запропонована американськими хіміками Г. Кеді, Е. Франклін і Ч. Краусом
Визначення. Іонний розчинник - розчинник, самодіссоціірующій на катіон та аніон. Катіон при цьому називається іоном Ліон, а аніон - іоном Ліат. Протонний розчинник - розчинник, здатний до автопротолізу, тобто передачі іона H + від однієї молекули до іншої:

2HL ↔ H 2 L + + L -

Це розчинники, що містять досить полярну зв'язок з участю водню і неподілену електронну пару на якомусь іншому неметалів (найчастіше, азоті, кисні або фторі).
Примітка: в даному визначенні "зашита" протонна теорія, бо автопротоліз є кислотно-основна реакція по Брестед-Лоурі. У ньому також "зашита" теорія Льюїса, оскільки саме вона пояснює причини утворення іонів Ліон.
Іон H 2 L + при цьому називається іоном Ліон, а L - іоном Ліат.
Кислоти - це речовини, що утворюють в даному розчиннику іон Ліон.
Підстави - ​​речовини, створюючі в даному розчиннику іон Ліат.
Солі - речовини, дисоціюють в даному розчиннику з утворенням катіона і аніона, що не є Ліона і Ліат.
Продукти реакції. В реакції кислоти з основою (реакція нейтралізації утворюється сіль і розчинник.
Приклади.

Розчинник Самодисоціації Ліон Ліат Константа самодисоціації Кислота Підстава Реакція нейтралізації
H 2 O 2H 2 O ↔ H 3 O + + OH - H 3 O + OH - 2.10 -16 (25 С) HCl NaOH NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
NH 3 2NH 3 ↔ NH 4 + + NH 2 - NH 4 + NH 2 - ~ 10 -34 (-33 C) HCl
NH 4 Cl
KNH 2 KNH 2 + HCl = NaCl + NH 3
KNH 2 + NH 4 Cl = NaCl + 2NH 3
HF 2HF ↔ H 2 F + + F - H 2 F + F - ~ 10 -12 HCl NaF
NaOH (дає NaF)
HCl + NaF = NaCl + HF
KCl KCl ↔ K + + Cl - K + Cl - Велика KOH HCl KOH (кислота) + HCl (підстава) = KCl (розчинник) + H 2 O (сіль)

Кількісні характеристики та критерії протікання реакції Сили кислот і підстав характеризуються їх константою дисоціації.
Константи дисоціації залежать від розчинника. Протонні розчинники з високим константами автодіссоціаціі ("кислотні розчинники", наприклад HF) диференціюють кислоти (у них кислоти стають слабкими і розрізняються по силі) але нівелюють основи (всі підстави стають сильними, правращаясь в іон Ліат). Протонні розчинники з низькими константами автодіссоціаціі ("основні розчинники, наприклад NH 3) диференціюють підстави, але нівелюють кислоти (які стають сильними, перетворюючись в Ліоні).
Реакція йде від сильних кислот до слабких.
Область застосовності. Дозволяє пророкувати кислотно-основні реакції в будь-яких розчинниках. Управління кислотно-основними процесами за допомогою розчинника. Розширює на неводні розчини поняття водневого показника (pH) як концентрацію іонів Ліон. Описує основні властивості речовин, що не містять груп ОН.
Проте для багатьох завдань теорія занадто громіздка.
Специфічні риси Деякі кислотно-основні реакції в цій теорії можуть встати "з ніг на голову", наприклад

KOH (кислота) + HCl (підстава) = KCl (розчинник) + H 2 O (сіль)

6. Електронна теорія Льюіса

У теорії Льюїса (1923 р.) на основі електронних уявлень було ще більш розширене поняття кислоти і підстави. Кислота Льюїса - молекула або іон, що мають вакантні електронні орбіталі, внаслідок чого вони здатні приймати електронні пари. Це, наприклад, іони водню - протони, іони металів (Ag +, Fe 3 +), оксиди деяких неметалів (наприклад, SO 3, SiO 2), ряд солей (AlCl 3), а також такі речовини як BF 3, Al 2 O 3. Кислоти Льюїса, не містять іонів водню, називаються апротонних. Протонні кислоти розглядаються як окремий випадок класу кислот. Підстава Льюїса - це молекула або іон, здатні бути донором електронних пар: всі аніони, аміак і аміни, вода, спирти, галогени. Приклади хімічних реакцій між кислотами і підставами Льюїса:

  • AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -
  • BF 3 + F - → BF 4 -
  • PCl 5 + Cl - → PCl 6 -.

7. Загальна теорія Усановіча

Найбільш загальна теорія кислот і підстав була сформульована М. Усановічем в 1939 році. В основі теорії лежить уявлення про те, що всяке кислотно-основна взаємодія - це реакція солеутворення. Відповідно до цієї теорії "кислота - це частинка, яка може відщеплює катіони, включаючи протон, або приєднувати аніони, включаючи електрон. Підстава - частинка, яка може приєднувати протон і інші катіони або віддавати електрон і інші аніони" (формулювання 1964 р.). На відміну від Льюїса Усановіч в основі понять "кислота" і "підстава" використовує знак заряду частинки, а не будова електронної оболонки.

За Усановічу, в реакції гідролізу SO 3 + 2H 2 O Equilibrium rl.svg H 3 O + + HSO 4 - вода, віддаючи аніон OH -, є підставою, а триоксид сірки, приєднуючи цей аніон - кислотою, аналогічно в реакції: SnCl 4 + 2KCl Equilibrium rl.svg K 2 SnCl 6 - тетрахлорид олова, що приєднує аніони хлору, виступає в ролі кислоти. Таким чином, дана формулювання кислот і підстав дозволяє віднести до кислотно-основним взаємодіям і все окислювально-відновні реакції.

Теорія Усановіча фактично скасовує один з основоположних принципів класичної хімії - уявлення про класи кислот і підстав: "кислоти і підстави - ​​це не класи сполук; кислотність і основність - це функції речовини. Чи буде речовину кислотою або підставою, залежить від партнера" ​​[4].

До недоліків теорії Усановіча відносять її занадто загальний характер і недостатньо чітку визначеність формулювання понять "кислота" і "підстава". До недоліків відносять також та обставина, що вона не описує неіоногенні кислотно-основні перетворення. І, нарешті, вона не дозволяє робити кількісні передбачення [5].


Література

  • Сучасні теорії кислот і підстав: Учеб. посібник. - Новочеркаськ: УПЦ Набла. - 2003. - 52 с.
  • Геворкян А. А. Узагальнена теорія кислот та основ. Новий погляд на реакційну здатність атомів і молекул. - Гітутюн, 2006 р. - 158 стор
  • Москва В.В. Поняття кислоти і підстави в органічній хімії / / Соросівський освітній журнал, 1996, № 12, с. 33-40.
  • Фіалков А.Я. Не тільки у воді. Л., Хімія, 1989.

Примітки

  1. Аналітична хімія. Проблеми та підходи. У 2 томах / под ред. Р. Кельнера. М.: Мир, АСТ, 2004.
  2. Джуа М. Історія хімії. - М.: Изд-во "Світ", 1975. - 450 с.
  3. Угай Я. А. Загальна та неорганічна хімія. - М.: Вища школа, 1997. - 527 с.
  4. Цит. по Кусаінова К. М. Немає ні кислот, ні підстав! Про одну напівзабутої теорії та її творця - files.school-collection.edu.ru/dlrstore/d89bc7fb-0ee9-f37b-010d-ea9052b0479b/40-44_06_2004.pdf / / Хімія і життя. - 2004. - № 6. - С. 41-44.
  5. Танганов Б. Б. Хімічні методи аналізу. - Улан-Уде, 2005. - 550 с.

Цей текст може містити помилки.

Схожі роботи | скачати

Схожі роботи:
Криза математичних основ
Фосфонових кислот
Квітка-Основ'яненко, Григорій Федорович
Список кислот і ангідридів
Ангідриди карбонових кислот
Силогістичні теорії
Теорії продуктивності
Історія теорії відносності
Аксіоматика теорії множин
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru