Теория кислот бренстеда-лоури

С развитием науки стало ясно, что теория кислот и оснований С. Аррениуса имеет ряд недостатков. (Например, аммиак не имеет в своём составе группа – ОН, но обладает основными свойствами). Поэтому учёные химики работали над понятиями кислоты и основания.

В 1923 году появились две, доминирующие по сей день, теории кислот и оснований: протонная теория Й. Брёнстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюса.

Протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда. Протонная теория была выдвинута датским учёным И.Н. Брёнстедем (1923).

[Брёнстед Йоханнес Николаус (1879-1947), основные работы посвящены химической кинетики, катализу, термодинамике. Сформулировал основные положения «общей», или «расшириной», теории кислот и оснований, согласно которой:

а) кислота является донором, а основание – акцептором протона;

б) кислоты и основания существуют только как сопряженные пары;

в) протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует ион Н₃О⁺. Брёнстед член Датского королевского общества (с 1914 года), Американской академии искусств и наук (с 1929 года). Награждён медалью Эрстеда (1928). ].

 

Идея Брёнстеда основана на особой роли иона водорода. Это единственный ион, не имеющий электронной оболочки с размером в 10⁵ раз меньше всех других ионов, поэтому он обладает исключительно высокой подвижностью, способностью глубоко внедряться в электронные оболочки других атомно-молекулярных частиц, способен осуществлять водородную связь и т.п.

В этой теории химические вещества классифицируют по их поведению в реакциях. Согласно представлениям теории Брёнстеда-Лоури, кислота определяется как вещество, способное высвобождать протоны (донор протонов), а основание – как вещество, способное соединяться с протонами (акцептор протонов).

В рамках теории Брёнстеда кислоты и основания определяются следующим образом::

 

Кислота – это частица, отдающая протон и превращающаяся в результате в сопряжённое основание.

Основание – это частица, присоединяющая протон и превращающаяся в результате в сопряженную кислоту.

 

Кислоты в соответствии с протолитической теорией представляют собой водородсодержащие соединения. Такое заключение находится в соответствии с общепринятым практическим представлением о составе кислот. Что касается оснований, то ими могут быть соединения разнообразного состава, так как для того, чтобы присоединять протоны, соединению совсем не обязательно иметь в своём составе какие-то определённые элементы. Основания встречаются среди соединений различных классов: водородные соединения азота, амиды, органические амины и т.д.

Согласно протолитической теории, реакция нейтрализации рассматривается как переход протона от кислоты к основанию, причём понятия кислоты и основания толкуются достаточно широко. По теории Брёнстеда кислота, отдавая протон, превращается в сопряжённое с ней основание:

 

Кислота (1) ↔ Н⁺ + основание (1)

 

Основание, принимая протон, превращается в сопряженную с ним кислоту:

 

Основание (2) + Н⁺ ↔ кислота (2)

Сопряженная кислота и основание называются протолитами, они образуют протолитическую систему: кислота ↔ основание + Н⁺.

Проиллюстрируем это на конкретных примерах:

Н₂О + NH₃ = HO^-1 + NH₄⁺

Кислота (1) основание (2) сопряженное сопряженная

основание (1) кислота (2)

 

СН₃СООН + Н₂О = СН₃СОО^1- + Н₃О⁺

Кислота (1) основание(2) сопряженное кислоте сопряженное основанию

основание (1) кислота (2)

Н₃О⁺ + NH₃ = H₂O + NH₄⁺

кислота (1) основание (2) основание (1) кислота (2)

 

Равновесие при реакции двух пар сопряженных кислот и оснований, выражаемое уравнением:

Основание (1) + кислота (2) ↔ кислота (1) + основание (2)

называется протолитическим равновесием.

Протолитическое равновесие можно охарактеризовать количественно с помощью концентрационной константы равновесия (К_с) для взаимодействия, наблюдающегося в водных растворах кислот (в качестве основания выступает молекула воды), или связанной с ней константой ионизации (К_а), которая в случае диссоциации кислот называется также константой кислотности.

ВН + Н₂О ↔ В^-1 + Н₃О⁺

 

или =

Значения константы кислотности (К_а) или её показателя рК_а =- lg K_a можно использовать для характеристики кислотности водных растворов. Под «кислотностью» понимают совокупность свойств растворов (электропроводность, каталитическая активность, окрашивание индикаторов и т.д.), обусловленных наличием гидратированных ионов (Н⁺_aq), или ионов гидроксония (Н₃О⁺). Чем больше значения константы диссчоциации, тем более глубоко идёт процесс ионизации данного электролита, тем сильнее кислота. Однако, отметим, что значения констант диссоциации очень маленькие величины, умноженные на десять в какой-то степени, поэтому их величины трудно сравнивать. Гораздо легче судить о силе кислоты по величине показателя константы диссоциации (рК_а). Чем его величина меньше, тем кислота сильнее. Покажем это на примере уксусной кислоты: К_дис. = 1,8 ∙ 10^-5, а рК_а = 4,74. Естественно, легче судить о силе кислоты по величине рК_а. Так рК_а уксусной кислоты 4,74, а фенола ~ 10, следовательно, уксусная кислота более сильная кислота, чем фенол.

По аналогии с «кислотностью» можно ввести термин «основность», который означает совокупность свойств, характерных для водных растворов оснований. Основность раствора определяется концентрацией гидроксид-ионов, которую можно измерить экспериментально и вычислить из константы ионизации основания К_b (константы основности) или её показателя р К_b:

 

А – ОН ↔ А⁺ + ОН^- К_b = ; p K_b = - lg K_b

Амфолиты. Амфолиты – вещества, кислотно-основное поведение которых определяется другим участником реакции. Эти вещества в химических реакциях могут выступать как в качестве кислот, так и в качестве оснований. Для них характерно кислотно-основное диспропорционирование.

Приведём примеры амфолитов:

 

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О + ОН^1-

в этом процессе одна молекула воды является кислотой: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^1-, а другая молекула воды – основанием: Н₂О + Н⁺ ↔ Н₃О⁺. Аналогично идут процессы:

 

NH₃ + NH₃ ↔ NH₄⁺ + NH₂^1-;

HF + HF ↔ H₂F⁺ + F^1-

В различных химических процессах вода может быть донором протона (т.е. кислотой Брёнстеда)

Н₂О + NH₃ ↔ NH₄⁺ + OH^1-

И может быть акцептором протона (т.е. основанием Брёнстеда)

Н₂О + HCl ↔ OH₃⁺ + Cl^1-

 

Теория кислот и оснований Льюиса. Эта теория рассматривает вещества как кислоты и основания на основе их электронных структур и способности к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, поэтому её называют также электронной теорией кислот и оснований. Кислота Льюиса – это акцептор электронных пар, т.е. это молекулы или ионы, имеющие свободные атомные орбитали, которые могут быть заняты электронными парами. Основание – донор электронных пар, т.е. молекулы или ионы, имеющие неподелённые электронные пары для образования ковалентной связи. Кислотно-основное взаимодействие сводится к образованию донорно-акцепторной связи. Приведём примеры:

 

КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ ПРОДУКТ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

HCl + NH₃ → NH₄Cl

H⁺ + OH^1- → H₂O

Ag⁺ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺

AgCl₃ + Cl^1- → [AgCl₄]^1-