Какие частицы проявляют свойства как кислоты так и основания

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:

Готовые работы на аналогичную тему

Получить выполненную работу или консультацию специалиста по вашему учебному проекту
Узнать стоимость

• 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.

Ионы могут обнаруживать двойные функции: выступать и как основание и как кислота. Свойства конкретного соединения зависят от свойств, проявляемых конкурирующей сопряженной пары.

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:

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:

$H_3O^+ ↔ H_2O + H^+$, $Ka = 1;$

Тогда для любого кислотно — основного процесса:

$A_1 + B_2 ↔ A_2 + B_1$

Константы кислотности кислоты при взаимодействии с водой будут теми же, что и в теории Аррениуса. Для многоосновных кислот первая константа равновесия всегда больше последующих.

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород – ионов, а свойства оснований – присутствием в их растворах гидроксид – ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

1. Молекула NH3+ не содержит иона ОН-, а молекула СО2- иона H+, однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая – кислоты.

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН3СООН в воде – слабая кислота:

СН3СООH СН3СОО- + H+

а в жидком фториде водорода – основание:

НF + СН3СООH СН3СООH2+ + F-

Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

– кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

– основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

СО32- + H+ HCO3-

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H2SO4, H3PO4 и др.

H2SO4 H++ HSO4-

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+ , Н3О+:

NH4+ NH3+Н+

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO4-, H2PO4-, HPO42- и др.:

HSO4- H++ SO42-

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH3,Н2О, С2Н5ОН и др.:

NH3+Н+ NH4+

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl-, СН3СОО-, ОН-:

СН3СОО-+Н+ СН3СООН

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н2N−NH3+.

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Например, в реакции Н2О + NH3 → ОН-+ NH4+ молекула воды отдает протон и является кислотой.

Однако в реакции Н2О+ HCl→ Н3О++Сl- молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода – типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота NH3+ Н2О NH4++ ОН- При растворении фторида водорода – основание HF+ Н2О F-+H3O+

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н2О меньше сродства к протону NH3).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)1 = (сопряженное основание)1 + Н+ т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)2 + Н+ = (сопряженная кислота)2

Например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание HSO4-, а основанию Cl– сопряженная кислота НСl.

III. (кислота)1 + (основание)2 = (кислота)2 + (основание)1

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

HCl+ NH3 NH4++Cl-

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

– кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, – акцептор электронов;

– основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, – донор электронов.

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

Cl3Br + : NH3 Cl3Br: NH3;

O3S + : OH2 O3S: OH2

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид – ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R2CO (где R – органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.