Протолитическая теория кислот и оснований
С признанием теории Аррениуса возникла возможность классификации кислот и оснований по характеру их диссоциации в растворах. С этой точки зрения кислотой следует считать электролит, в водном растворе, которого присутствуют гидратированные ионы водорода (ионы гидроксония). Основания в водных растворах отщепляют гидроксид – ион.
Характер кислотно-основного равновесия в неводных растворах имеет свои особенности.
В соответствии с теорией сольвосистем это равновесие должно удовлетворять условию.
Кислота + основание соль + растворитель.
Эти представления позволили дать определенную классификацию взаимодействий в неводных растворителях, но такой подход был формальным и теория сольвосистем не получила широкого распространения.
В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Бренстеда-Лоури и Льюиса.
По протонной теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури, (1923 г.), кислота является донором протона, а основание – акцептором протона. Протон не может существовать в растворе самостоятельно, он должен быть принят основанием, поэтому, чтобы кислота могла отдать протон, необходимо присутствие основания, к которому протон переходит. Возникают кислотно- основные пары, которые называют сопряженными. Следовательно, каждая кислота имеет сопряженное с ней основание и каждое основание - сопряженную с ним кислоту.
Реакция отдачи протона выражается схемой:
кислота1 основание1 + H+
Реакция принятия протона выражается схемой:
Основание 2 + H+ = Кислота 2
Суммарно: кислота1 + основание 2 кислота 2+ основание 1
Например: HCl + NH3 Cl- + NH4+
кислота 1 основание2 основание 1 кислота 2
HCl Cl- + NH4+
кислота 1 основание 1
NH3 + H+ NH4+
основание2 кислота 2
В приведенном равновесии участвуют две пары кислот и оснований: сопряженными кислотой и основанием являются:
HCl и CL- ; NH4+ и NH3
К кислотам и основаниям по теории Бренстеда-Лоури относятся не только молекулы, но и ионы.
Например, ионы аммония и гидросульфат-ион является кислотами, так как они способны отщеплять протоны:
NH4+ NH3 + H+
HSO4- SO42- + H+
Ацетат – ион является основанием, так как он принимает протон
CH3COO- + H+ CH3COOH
Одно и тоже вещество при растворении в разных растворителях может проявлять амфотерные, свойства, то есть быть кислотой и основанием.
Например, в жидком аммиаке гидросульфид – ион HS- проявляет свойства кислоты:
HS- + NH3 NH4+ + S 2-
кислота основание кислота основание
находясь же в бромоводороде HS-, будет основанием:
HS- + НBr H2S + Br-
основание кислота кислота основание
Во всех этих реакциях протон играет особую роль при взаимодействии кислот и оснований, поэтому, согласно теории Бренстеда-Лоури, кислоты и основания носят общие название – ПРОТОЛИТЫ, а реакции между ними - протолитические.
К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации, гидролиза, диссоциации кислот и оснований.
Например:
- диссоциация кислот:
 |
NH3 + H2O NH4+ + OH-
основание2 кислота1 кислота 2 основание 1
-диссоциация оснований:
НSCN + H2O SCN- + H3O+
кислота 1 основание2 основание 1 кислота 2
-гидролиз:
CH3COONa + HOH CH3COOH + NaOH
 |
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
основание1 кислота2 кислота 1 основание 2
- реакция нейтрализации
 |
HCl + NaOH NaCl + H2O
H3O+ + OH- H2O + H2O
кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1
Механизм этих реакций один и тот же – в реакциях происходит перемещение протона от одних молекул или ионов к другим молекулам или ионом.
Протонная теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури позволила достаточно четко разграничить эти два класса веществ и сделать целый ряд количественных выводов, касающихся характера кислотно-основного равновесия. Однако существуют вещества, которые обладают сильно выраженными кислотными и основными свойствами, но не могут быть отнесены к кислотам и основаниям из-за отсутствия протона по теории Бренстеда-Лоури. К числу таких веществ относятся, в частности, галогениды бора, алюминия, кремния, олова, обладающие кислотными свойствами.
Согласно электронной теории кислот и оснований Льюиса, кислота –акцептор электронной пары, а основание – донор.
Взаимодействие между кислотой и основанием с этой точки зрения заключается в возникновении ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:
F H F H
. . . . . . . .
F :B + : N :Н F :B : N :H
. . . . . . . .
F H F H
Здесь донором электронной пары, т.е. основанием по Льюису, является аммиак, а в качестве кислоты выступает акцептор BF3
Протонная теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури и электронная теория Льюиса дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. В определенном смысле кислоты, по Бренстеда-Лоури, представляют собой частный случай льнеисовских, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и, по Льюису, может рассматриваться как сильная кислота.
Таким образом, общее свойство кислот и оснований, по Льюису и Бренстеду-Лоури, - способность к взаимной нейтрализации с образованием стабильных ковалентно – насыщенных соединений.
Гидролиз солей