Просмотр кода страницы Теории кислот и оснований

'''Тео́рии кисло́т и основа́ний''' — совокупность фундаментальных [[Физическая химия|физико-химических]] представлений, описывающих природу и свойства [[Кислота|кислот]] и [[Основание (химия)|оснований]]. Все они вводят определения кислот и оснований — двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории — предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания. Различия между теориями лежат в определениях кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие — в правилах предсказания продуктов [[Кислотно-основные реакции|реакции между ними]]. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех [[Концептуальная система химии|концептуальных систем химии]] и оказывают разностороннее влияние на развитие многих теоретических концепций во всех основных химических дисциплинах.

На основе современной теории кислот и оснований разработаны такие разделы химических наук, как химия водных и неводных растворов электролитов, [[Водородный показатель|рН-метрия]] в неводных средах, гомо- и гетерогенный кислотно-основный [[катализ]], теория функций кислотности и многие другие.

== Эволюция представлений о кислотно-основных взаимодействиях ==
[[Файл:Hydrochloric acid ammonia.jpg|thumb|{{center|Взаимодействие паров [[Соляная кислота|соляной кислоты]] и [[аммиак]]а}}]]
Представления о [[Кислотно-основные реакции|кислотно-основных взаимодействиях]] относятся к числу фундаментальных химических положений. Понятия «[[кислота]]» и «[[Основание (химия)|основание]]» сформировались ещё в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось. Так [[Бойль, Роберт|Р. Бойль]] считал, что кислоты — это тела, атомы которых имеют острые выступы (и, соответственно, острый вкус), а основания — поры (и вяжущий вкус). По его мнению, [[Нейтрализация|реакция нейтрализации]] сводилась к тому, что выступы кислоты входили в поры основания{{Нет АИ|20|4|2013}}.

Образная теория кислот и оснований была предложена [[Лемери, Никола|Н. Лемери]]. В своем «Курсе химии» (1675) он попытался объяснить физические и химические свойства веществ на языке их формы и структуры. Согласно представлениям Лемери кислоты на своей поверхности имеют острые шипы, вызывающие на коже колющие ощущения. Основания, названные им щелочами, состоят из пористых тел. «Шипы» кислот проникают в «поры», при этом они ломаются или притупляются, и кислоты превращаются в [[Соли|нейтральные соли]]<ref>''Аналитическая'' химия. Проблемы и подходы. — В 2 тт. / Под ред. Р. Кельнера. — М.: Мир, АСТ. — 2004.</ref>.

Научные представления о природе кислот и оснований начали формироваться в конце XVIII в. В работах [[Лавуазье, Антуан Лоран|А. Лавуазье]] кислотные свойства связывались с наличием в составе вещества атомов [[кислород]]а. Известные тогда минеральные и органические кислоты, действительно, содержали кислород. Эта [[гипотеза]] быстро показала свою несостоятельность, когда благодаря работам [[Дэви, Гемфри|Г. Дэви]] и [[Гей-Люссак, Жозеф Луи|Ж. Гей-Люссака]] стал известен целый ряд кислот, не содержащих кислорода (например, [[галогеноводороды]], [[синильная кислота]]), в то время, как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств.

С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлом с выделением [[водород]]а ([[Либих, Юстус|Ю. Либих]], 1839). Примерно в это же время [[Берцелиус, Йёнс Якоб|Й. Берцелиус]] выдвинул идею, объясняющую кислотно-основные свойства веществ их электрической «дуалистической» природой. Так, к кислотам он относил электроотрицательные оксиды неметаллов и некоторых металлов (например, [[хром]]а, [[марганец|марганца]] и др.), а электроположительные оксиды металлов считал основаниями. Таким образом, кислотность или основность Берцелиусом рассматривается как функциональное, а не абсолютное свойство соединения. Берцелиус впервые сделал попытку количественной оценки и предсказания силы кислот и оснований<ref>''Джуа М.'' История химии. — М.: Мир, 1975. — 450 с.</ref>.

C появлением теории электролитической диссоциации [[Аррениус, Сванте Август|С. Аррениуса]] (1887) возникла возможность описания кислотно-основных свойств исходя из продуктов ионизации [[электролит]]а. Благодаря работам [[Оствальд, Вильгельм Фридрих|В. Оствальда]] теория получила развитие для слабых электролитов.

В начале XX в. американские химики [[Кэди, Гамильтон|Г. Кэди]], [[Франклин, Эдуард|Э. Франклин]] и [[Краус, Чарльз (химик)|Ч. Краус]] создали [[Теория сольвосистем|теорию сольвосистем]], распространившую положения теории Аррениуса — Оствальда на все растворители, способные к [[Самодиссоциация|самодиссоциации]].

В основу современных теорий кислот и оснований положены представления [[Брёнстед, Йоханнес Николаус|Й. Брёнстеда]] и [[Льюис, Гилберт Ньютон|Г. Льюиса]]. Имеются вполне успешные попытки создать обобщенные теории ([[Усанович, Михаил Ильич|М. Усанович]], 1939), но они не находят широкого применения<ref>''Угай Я. А.'' Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 1997. — 527 с.</ref>.

== Водородная теория Либиха ==
'''Определения.''' Кислота — вещество, способное реагировать с металлом с выделением водорода. Понятие «основание» в этой теории отсутствует.

'''Продукты реакции.''' При реакции кислоты с металлом образуется соль и водород.

'''Примеры.''' Кислота — HCl:

Реакция:

:: <math>\mathsf{Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow}</math>

'''Критерии протекания реакции.''' С сильными кислотами реагируют металлы, стоящие в ряду активностей левее водорода. Чем слабее кислота, тем более активный металл нужен для реакции между ними.

'''Количественные характеристики.''' Поскольку теория используется редко, количественные характеристики силы кислоты (а значит, и предсказания направления реакции) в рамках данной теории не разработаны.

'''Область применимости.''' Предсказание взаимодействия водородсодержащих веществ с металлами в любых растворителях.

'''Специфические черты.''' В соответствии с этой теорией [[этанол]] и [[аммиак]] являются слабыми кислотами, так как способны реагировать со щелочными металлами:

:: <math>\mathsf{2C_2H_5OH + 2Na \rightarrow 2C_2H_5ONa + H_2}</math>

:: <math>\mathsf{2NH_3 + 2Na \rightarrow 2NaNH_2 + H_2}</math>

== Теория электролитической диссоциации Аррениуса — Оствальда ==
[[Файл:Acetic-acid-dissociation-2D.png|thumb|300px|Схема электролитической диссоциации [[Уксусная кислота|уксусной кислоты]] в водном растворе]]
{{Основная|Теория электролитической диссоциации}}
'''Определения.''' [[Кислоты]] — это вещества, образующие в водном растворе гидратированные [[катион]]ы [[водород]]а Н<sup>+</sup> (ионы [[Гидроксоний|гидроксония]]) и [[анион]]ы [[Кислотный остаток|кислотного остатка]].

[[Основание (химия)|Основания]] — вещества, [[Электролитическая диссоциация|диссоциирующие]] в водном растворе с образованием катионов металла или аммония и гидроксид-анионов ОН<sup>−</sup>.

[[Соль|Соли]] — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла или аммония и аниона кислотного остатка.

'''Продукты реакции.''' В реакции кислоты с основанием (реакция [[Нейтрализация|нейтрализации]]) образуется соль и [[вода]].

'''Примеры.''' Кислота — HCl (кислотный остаток Cl<sup>–</sup>):
:: <math>\mathsf{HCl + H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + Cl^-}</math>

Основание — NaOH:
:: <math>\mathsf{NaOH \rightleftarrows Na^+ + OH^-}</math>

Реакция нейтрализации (соль — NaCl):
:: <math>\mathsf{HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O}</math>

'''Критерии протекания реакции.''' Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции.

'''Количественные характеристики.''' Сила кислоты и основания характеризуются их [[Константа диссоциации|константами диссоциации]] <math>\mathsf{K_a}</math> и <math>\mathsf{K_b}</math>.
: Для кислоты HA
:: <math>\mathsf{HA \rightleftarrows H^+ + A^-}</math>
:: <math>\mathsf{K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}}</math>

: Для основания BOH

:: <math>\mathsf{BOH \rightleftarrows B^+ + OH^-}</math>
:: <math>\mathsf{K_b = \frac{[B^+][OH^-]}{[BOH]}}</math>

Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10<sup>−14</sup> (ионное произведение воды).

'''Область применимости.''' Она вполне удовлетворительно описывает реакции достаточно сильных кислот и оснований друг с другом и свойства их водных растворов. На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие [[Водородный показатель|водородного показателя]], распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений (введения ионного произведения воды).

Теорию можно применять для описания [[гидролиз]]а солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат — протолитическая теория (см. ниже) гораздо удобнее.

Применимость теории Аррениуса — Оствальда ограничивается водными растворами. кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств [[аммиак]]а, [[фосфин]]а и других соединений, не содержащих [[Гидроксильная группа|гидроксогрупп]].

== Протолитическая теория Брёнстеда — Лоури ==
{{Основная|Кислотно-основная теория Брёнстеда–Лоури}}
[[Файл:LewisAcid.png|400px|thumb|{{center|Сравнение моделей<br>кислотно-основного взаимодействия<br>по Льюису и Брёнстеду}}]]
'''Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований''' была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным [[Брёнстед, Йоханнес Николаус|Й. Брёнстедом]] и английским учёным [[Лаури, Томас Мартин|Т. Лаури]]. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии (А — кислота, В — основание):

:: <math>\mathsf{A \rightarrow B + H^+}</math>

Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами [[протон]]ов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название [[протолит]]ов.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Брёнстедом '''сопряженными''':

:: <math>\mathsf{A_1 + B_2 \rightarrow A_2 + B_1}</math>

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием ([[амфотерность]]). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами выступает в роли основания:

:: <math>\mathsf{H^+ + H_2O \rightarrow H_3O^+}</math>

а реагируя с аммиаком — в роли кислоты:

:: <math>\mathsf{NH_3 + H_2O \rightarrow NH_4^+ + OH^-}</math>

== Теория сольвосистем ==
{{Основная|Теория сольвосистем}}
Теория сольвосистем — расширение теории Аррениуса — Оствальда на другие ионные, в частности, [[Протонный растворитель|протонные растворители]]. Предложена американскими химиками [[Кэди, Гамильтон|Г. Кэди]], [[Франклин, Эдуард|Э. Франклин]] и [[Краус, Чарльз (химик)|Ч. Краусом]].

'''Определения.''' Ионный растворитель — растворитель, [[Самодиссоциация|самодиссоциирующий]] на катион и анион. Катион при этом называется ионом лиония, а анион — ионом лиата. Протонный растворитель — растворитель, способный к [[автопротолиз]]у, то есть передаче иона H<sup>+</sup> от одной молекулы к другой:
:: <math>\mathsf{2HL \rightleftarrows H_2L^+ + L^-}</math>

Это растворители, содержащие достаточно полярную связь с участием водорода и неподеленную электронную пару на каком-либо другом неметалле (чаще всего, азоте, кислороде или фторе).

''Примечание: в данном определении «зашита» протонная теория, ибо автопротолиз есть кислотно-основная реакция по Брёнстеду — Лаури. В нём также «зашита» теория Льюиса, поскольку именно она объясняет причины образования ионов лиония.''

Ион H<sub>2</sub>L<sup>+</sup> при этом называется ионом [[Лионий|лиония]], а L<sup>–</sup> — ионом [[лиат]]а.

[[Кислоты]] — это вещества, образующие в данном растворителе ион лиония.

[[Основание (химия)|Основания]] — вещества, образующие в данном растворителе ион лиата.

[[Соль|Соли]] — вещества, диссоциирующие в данном растворителе с образованием катиона и аниона, не являющихся лионием и лиатом.

'''Продукты реакции.''' В реакции кислоты с основанием (реакция [[Нейтрализация|нейтрализации]] образуется соль и растворитель.

'''Примеры.'''
{| class="wikitable"
|-
! Растворитель !! Самодиссоциация !! Лионий !! Лиат !! Константа самодиссоциации !! Кислота !! Основание !!Реакция нейтрализации
|-
| H<sub>2</sub>O || <math>\mathsf{2H_2O \rightleftarrows H_3O^+ + OH^-}</math>||  H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>||OH<sup>–</sup> || 2·10<sup>−16</sup> (25°С) || HCl || NaOH || <math>\mathsf{NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O}</math>
|-
| NH<sub>3</sub> || <math>\mathsf{2NH_3 \rightleftarrows NH_4^+ + NH_2^-}</math> || NH<sub>4</sub><sup>+</sup> || NH<sub>2</sub><sup>–</sup> || ~10<sup>−34</sup>(-33&nbsp;°C) || HCl <br>NH<sub>4</sub>Cl|| KNH<sub>2</sub>||<math>\mathsf{KNH_2 + HCl \rightarrow KCl + NH_3}</math><br><math>\mathsf{KNH_2 + NH_4Cl \rightarrow KCl + 2NH_3}</math>
|-
| HF || <math>\mathsf{2HF \rightleftarrows H2F^+ + F^-}</math> || H<sub>2</sub>F<sup>+</sup> || F<sup>-–</sup> || ~10<sup>−12</sup> || HCl ||NaF <br>NaOH (даёт NaF)||<math>\mathsf{HCl + NaF \rightarrow NaCl + HF}</math>
|-
| KCl ||<math>\mathsf{KCl \rightleftarrows K^+ + Cl^-}</math>|| K<sup>+</sup> || Cl<sup>–</sup> || Велика || KOH||HCl||<math>\mathsf{KOH + HCl \rightarrow KCl + H_2O}</math>
|}

'''Количественные характеристики и критерии протекания реакции.''' Силы кислот и оснований характеризуются их константами диссоциации. Константы диссоциации зависят от растворителя. Протонные растворители с высокими константами автодиссоциации («кислотные растворители», например HF) дифференцируют кислоты (в них кислоты становятся слабыми и различающимися по силе), но нивелируют основания (все основания становятся сильными, превращаясь в ион лиата). Протонные растворители с низкими константами автодиссоциации («основные растворители», например NH<sub>3</sub>) дифференцируют основания, но нивелируют кислоты (которые становятся сильными, превращаясь в лионий).

Реакция идёт от сильных кислот к слабым.

'''Область применимости.''' Позволяет предсказывать кислотно-основные реакции в любых растворителях. Управление кислотно-основными процессами при помощи растворителя. Расширяет на неводные растворы понятие [[водородный показатель|водородного показателя]] (pH) как концентрацию ионов лиония. Описывает основные свойства веществ, не содержащих групп ОН.

Однако для многих задач теория слишком громоздкая.

'''Специфические черты''' Некоторые кислотно-основные реакции в этой теории могут встать «с ног на голову», например, в расплавленном KCl:
: KOH (кислота) + HCl (основание) = KCl (растворитель) + H<sub>2</sub>O (соль)

== Электронная теория Льюиса ==
[[Файл:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|thumb|{{center|Образование [[аддукт]]а [[аммиак]]а и [[Трифторид бора|трифторида бора]]}}]]
{{Основная|Теория Льюиса}}
{{Также|Апротонная кислота}}
{{Также|Принцип жёстких и мягких кислот и оснований}}
В теории Льюиса (1923 г.) на основе [[электрон]]ных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. [[Кислота Льюиса]] — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать [[электронная пара|электронные пары]]. Это, например, ионы водорода — [[протон]]ы, ионы металлов (Ag<sup>+</sup>, Fe<sup>3+</sup>), оксиды некоторых неметаллов (например, SO<sub>3</sub>, SiO<sub>2</sub>), ряд солей (AlCl<sub>3</sub>), а также такие вещества как BF<sub>3</sub>, Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются [[Апротонная кислота|апротонными]]. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, [[аммиак]] и [[амины]], [[вода]], [[спирты]], [[галогены]].

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

:: <math>\mathsf{AlCl_3 + Cl^- \rightarrow [AlCl_4]^-}</math>

:: <math>\mathsf{BF_3 + F^- \rightarrow [BF_4]^-}</math>

:: <math>\mathsf{PCl_5 + Cl^- \rightarrow [PCl_6]^-}</math>

== Общая теория Усановича ==
Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована [[Усанович, Михаил Ильич|М. Усановичем]] в 1939 году. В основе теории лежит представление о том, что всякое кислотно-основное взаимодействие — это реакция солеобразования. Согласно этой теории «''кислота — это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание — частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы''» (формулировка 1964 г.). В отличие от Льюиса, Усанович в основе понятий «кислота» и «основание» использует знак заряда частицы, а не строение электронной оболочки.

По Усановичу, в реакции [[гидролиз]]а

:: <math>\mathsf{SO_3 + 2H_2O \rightarrow H_3O^+ + HSO_4^-}</math>

вода, отдавая анион OH<sup>-</sup>, является основанием, а [[Оксид серы(VI)|триоксид серы]], присоединяя этот анион — кислотой. Аналогично в реакции:

:: <math>\mathsf{SnCl_4 + 2KCl \rightarrow K_2[SnCl_6]}</math>

[[Хлорид олова(IV)|тетрахлорид олова]], присоединяющий анионы хлора, выступает в роли кислоты.

Таким образом, данная формулировка кислот и оснований позволяет отнести к кислотно-основным взаимодействиям и все [[окислительно-восстановительные реакции]].

Теория Усановича фактически отменяет один из основополагающих принципов классической химии — представления о классах кислот и оснований: «''кислоты и основания — это не классы соединений; кислотность и основность — это функции вещества. Будет ли вещество кислотой или основанием, зависит от партнера''»<ref>Цит. по ''Кусаинова К. М.'' [http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/d89bc7fb-0ee9-f37b-010d-ea9052b0479b/40-44_06_2004.pdf Нет ни кислот, ни оснований! Об одной полузабытой теории и её творце] {{Wayback|url=http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/d89bc7fb-0ee9-f37b-010d-ea9052b0479b/40-44_06_2004.pdf |date=20130627110346 }} // Химия и жизнь. — 2004. — № 6. — С. 41—44.</ref>.

К недостаткам теории Усановича относят её слишком общий характер и недостаточно чёткую определённость формулировки понятий «кислота» и «основание». К недостаткам относят также то обстоятельство, что она не описывает неионогенные кислотно-основные превращения. Наконец, она не позволяет делать количественные предсказания<ref>''Танганов Б. Б.'' Химические методы анализа. — Улан-Удэ, 2005. — 550 с.</ref>.

== Литература ==
* ''Современные'' теории кислот и оснований: Учеб. пособие. — Новочеркасск: УПЦ Набла. — 2003. — 52 с.
* ''Геворкян А. А.'' Обобщенная теория кислот и оснований. Новое воззрение на реакционную способность атомов и молекул. — Гитутюн, 2006. — 158 с.
* ''Москва В. В.'' [http://window.edu.ru/window_catalog/redir?id=21327&file=9612_033.pdf Понятие кислоты и основания в органической химии]{{Недоступная ссылка|date=Июнь 2019 |bot=InternetArchiveBot }} // Соросовский образовательный журнал. — 1996. — № 12. — с. 33—40.
* ''Фиалков А. Я.'' Не только в воде. — Л.: Химия, 1989.

== Примечания ==
{{примечания}}

== См. также ==
* [[Кислотно-основные реакции]]

[[Категория:Химические теории]]
[[Категория:Физическая химия]]
[[Категория:Растворы электролитов]]