Кислоты и основания — Электронный учебник K-tree

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота — это всё что с H, а основание — c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания необходимо… запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания — это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу — это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H⁺. Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH^—. Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, — это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория — теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт — это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты — это распад HCl на H

+ и Cl^—.

Свойства кислот и оснований

Кислоты, содержащие водород, в водном растворе выделяют катионы водорода. Основания, содержащие гидроксид-ион, в водном растворе выделяют анион OH^—.

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты:
H₂O, H₃O⁺, CH₃CO₂H, H₂SO₄, HSO₄⁻, HCl, CH₃OH, NH₃

Часто используемые основания:
OH⁻, H₂O, CH₃CO₂⁻, HSO₄⁻, SO₄²⁻, Cl⁻

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H

+ и анионы. Пример сильной кислоты — соляная кислота HCl:

HCl_(р-р) + H₂O_(ж) → H₃O⁺_(р-р) + Cl^—_(р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Список сильных кислот

• HCl — соляная кислота
• HBr — бромоводород
• HI — йодоводород
• HNO₃ — азотная кислота
• HClO₄ — хлорная кислота
• H₂SO₄ — серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF_(р-р) + h3O_(ж) → h4O⁺_(р-р) + F^—_(р-р) — в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
[H₃

O⁺]=[F^—] < 0,01M для вещества 0,1М

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

• HF фтороводородная
• H₃PO₄ фосфорная
• H₂SO₃ сернистая
• H₂S сероводородная
• H₂CO₃ угольная
• H₂SiO₃ кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH_(р-р) + H₂O ↔ NH₄

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

• NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
• KOH гидроксид калия (едкое кали)
• LiOH гидроксид лития
• Ba(OH)₂ гидроксид бария
• Ca(OH)₂ гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH^—:

NH_{3 (р-р)} + H₂O ↔ NH⁺_{4 (р-р)} + OH^—_(р-р)

Большинство слабых оснований — это анионы:

F^—_(р-р) + H₂O ↔ HF_(р-р) + OH^—_(р-р)

Список слабых оснований

• Mg(OH)₂ гидроксид магния
• Fe(OH)₂ гидроксид железа (II)
• Zn(OH)₂ гидроксид цинка
• NH₄OH гидроксид аммония
• Fe(OH)₃ гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H₃O⁺ + OH^— ↔ 2H₂O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции:
Слабое основание_(р-р) + H₂O ↔ Слабая кислота_(р-р) + OH^—_(р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

HX_(р-р) + OH^—_(р-р) ↔ H₂O + X^—_(р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

NH_{3 (р-р)} + H⁺ ↔ NH₄

Диссоциация воды

Диссоциация — это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺_(р-р) + OH^—_(р-р)
K_c = [H₃O⁺][OH^—]/[H₂O]²
Константа равновесия воды при t=25°: K_c = 1.83⋅10^-6, также имеет место следующее равенство: [H₃O⁺][OH^—] = 10^-14, что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды [H₃O⁺] = [OH^—] = 10^-7, откуда -lg[H₃O] = 7.0.

Данная величина (-lg[h₃O]) называется pH — потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр — устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль — это ионное соединение образованное катионом отличным от H⁺ и анионом отличным от O^2-. В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли, необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H⁺, ни OH^— в воде. Например, Cl^—

, NO^—₃, SO^2-₄, Li⁺, Na⁺, K⁺.

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F^—, CH₃COO^—, CO^2-₃), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:

• Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
• Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

• Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
• Ёмкость раствора — количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
• Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

k-tree.ru

Кислоты и основания

В лекции по координационной химии мы в качестве курьеза привели попытку некоторых авторов «новых» подходов рассматривать химию, во всяком случае ее неорганическую часть, в терминах и с позиций координационной и показали, что эта попытка в подавляющем большинстве случаев, за исключением собственно химии комплексных соединений, не приводит к какому-либо существенному улучшению понятийного аппарата или новым открытиям. В то же время два может быть наиболее «древних» понятия в химии

кислота и основание могут претендовать на такое объединяющее начало, хотя и в очень широком смысле. Действительно, всю химию, все типы взаимодействия между веществами можно рассматривать, как реакции кислот с основаниями.

Уже с момента осознания существования двух противоположных по свойствам классов химических веществ (Р.Бойль) вплоть до новых времен происходит поиск всеобъемлющего определения этих понятий, поиск, расширяющий эти определения иногда вплоть до потери смысла, или, в ряде случаев, сужение областей их применимости (Г.Ф. Руэлль, А. Лавуазье, Ю. Либих, С. Аррениус). По Аррениусу-Оствальду кислотой является водородсодержащее соединение, которое в водном растворе диссоциирует с образованием ионов водорода, а основание, соответственно, гидроксилсодержащее соединение, которое в водном растворе образует гилроксил-ионы. Обязательным условием кислотно-основного взаимодействия по Аррениусу является протекание реакции нейтрализации по схеме 6

Н⁺ + ОН^— Н₂О (6)

Сила кислоты и основания определяется способностью к диссоциации, т.е. константой диссоциации. Теория, неплохо объясняя большое число экспериментальных фактов, например причины различий в силе кислот, имеющих различные степени диссоциации, имеет и существенные ограничения. В нее, например, не вписываются аммиак и амины, являющиеся основаниями, но не имеющими гидроксильных групп, кислые и основные свойства соединений в неводных органических средах и растворителях донорного типа, амфотерность и многие другие экспериментально обнаруженные факты, которые не поддавались объяснению с позиций теории Аррениуса-Оствальда.

Первая попытка объединения теории водных и неводных растворов была сделана в рамках теории сольво-систем (сольвентная теория), развитой Э. Франклином, согласно которой кислоты и основания определяются как вещества, при растворении которых в растворе возрастает концентрация катионов и анионов по сравнению с чистым растворителем. Например, реакции автопротолиза воды и аммиака (уравнения 7,8) однотипны и образующиеся при их окончании ионы аммония и оксония выступают как кислоты.

Н₂О + Н₂О = Н₃О⁺ + ОН^— (7)

NH₃ + NH₃ = NH₄⁺ + NH₂^— (8)

При растворении хлористого аммония в аммиаке концентрация ионов аммония возрастает против их концентрации в автопротолитической реакции, поэтому это вещество относят к сольво-кислотам. При растворении амида натрия возрастает концентрация анионов NH₂^—, поэтому это вещество относят к сольво-основаниям. Таким образом, сольво-кислоты и сольво-основания являются химическими соединениями, образующими катионы и анионы идентичные ионам растворителя, т.е. являются его производными. В этом случае реакция кислотно-основного взаимодействия выражается уравнением 9

Кислота + основание = соль + растворитель (9)

или (10)

(H₃O)⁺Cl^— + NaOH = NaCl + 2H₂O (10)

Действительно, Э. Франклином и Х. Кади было показано, что растворы аммониевых солей в жидком аммиаке дают все реакции, характерные для водных растворов кислот (уравнения 11, 12):

2(H₃O)⁺Cl^— + Mg = MgCl₂ + H₂ + 2H₂O (11)

2(NH₄)⁺Cl^— + Mg = MgCl₂ + H₂ + 2NH₃ (12)

В общем случае в данной теории предполагается, что все кислоты и основания являются производными воды, аммиака, сероводорода и ряда других «типовых» веществ. Конечно, все эти представления сейчас, да и уже в момент появления казались странноватыми и фактически устаревшими, поскольку были опубликованы даже несколько позже более универсальной электронной теории Льюиса. Безусловно, положительным в ней является привлечение внимания к кислотно-основному взаимодействию в неводных средах. В то же время она оставалась строго ограниченной свойствами растворителя, причем растворителя с значительными константами аутоионизации, что является не таким уж типичным явлением.

Протонная теория Й. Бренстеда и Т.Лоури является дальнейшим развитием представлений о кислотно-основных равновесиях. Согласно ей – кислота является донором протона, а основание его акцептором. Ключевой вывод из этой теории: кислота не может существовать без основания, а основание без кислоты, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, описываемом «двойным протолитическим уравнением» (13)

A₁ + B₂  A₂ + B₁ (13)

или, например, (14)

СH₃COOH + NH₃  NH₄⁺ + CH₃COO^—. (14)

Для этой реакции NH₄⁺ (А₂) является сопряженной кислотой основания NH₃ (В₂), а CH₃COO^— (В₁) сопряженным основанием кислоты СH₃COOH (А₁). Из этих уравнений очевидны предпосылки для оценки силы кислот и оснований: сильная кислота отдает протон легче, чем слабая, а сильное основание связывает его крепче, чем слабое. Равновесие (13) сдвигается вправо тем сильнее, чем сильнее кислота A₁ и слабее кислота A₂.

Двойное протолитическое уравнение можно представить в виде двух сопряженных равновесий, в которых кислоты и основания составляют сопряженные пары, связанные уравнениями 15 и 16 каждое с своими константами

НА  Н⁺ + А^— (15)

В + Н⁺  ВН⁺ (16)

Отсюда с очевидностью следует, что индивидуальное вещество не может быть само по себе кислотой или основанием. Ими они могут быть только по отношению друг к другу.

Собственно эти уравнения являются основой для определения силы кислот по шкале значений констант их диссоциаций в воде рК_, вычисляемых из закона действующих масс с учетом активности всех участвующих в равновесии частиц, т.е. с учетом «ионной атмосферы» и вообще всех типов взаимодействий «частица-растворитель». Величина отрицательного логарифма от pK_, т.е. [–lgK_], означает, что, чем меньше ее значение, тем более сильной является кислота. Если в обозначении используется просто K_, то наоборот — чем больше значение константы, тем вещество проявляет более сильные кислотные свойства и, соответственно, меньше его основность.

Отрицательный логарифм от концентрации ионов водорода рН=-lg[H⁺] или, что более правильно, от их активности , иногда называемый водородным показателем, был введен в химическую практику в 1909 году С.П.Л. Зёренсеном. Нижней границе рН=0 соответствует разбавленный раствор серной кислоты с концентрацией 5 масс.%, вследствие чего измерить кислотность той же, но более концентрированной кислоты или вообще кислот более сильных, чем 5% серная кислота, данный метод оценки не позволяет.

Вода в протонной теории выполняет двоякую функцию – функцию растворителя и сопряженного основания (уравнение 17)

HY +H₂O Y^— + H₃O⁺ (17)

Отсюда следует, что на положение равновесия будут оказывать сильнейшее влияние такие свойства растворителя, как его способность к сольватация ионов, и его диэлектрическая проницаемость (в последнем случае влияние  отмечается в случае различий в зарядах исходной и сопряженной кислот – при их равенстве  не оказывает заметной роли на величину константы). Однако при определении рК_ помимо активности необходимо учитывать, что при растворении в воде многие кислоты диссоциируют нацело, т.е. все они превращаются в ониевые соли — аддукты кислоты и растворителя, например H₃O⁺Cl^— или NH₄⁺Cl^— (последний, как известно, является устойчивым соединением и может быть выделен в индивидуальном состоянии). Это уже вторая причина (первая – концентрационная, см. выше), почему в подобных растворителях невозможно оценить силу кислот относительно друг друга. Иными словами, вода оказывает на них нивелирующее действие и все кислоты более сильные, чем Н₃О⁺, в ней равны по силе, а в аммиаке даже слабые органические кислоты диссоциированы нацело, т.е. в нем почти все кислоты образуют ониевые соли. Аналогично и основния в достаточно кислых растворителях обладают одинаковой основностью. Поэтому для оценки кислотных или основных свойств таких веществ необходимо применять менее основный или, соответственно, менее кислый т.н. дифференцирующий растворитель. Например, в метаноле азотная кислота диссоциирована частично, а хлористоводородная нацело. В ацетоне или фтористом водороде все кислоты за исключением хлорной – слабые электролиты. В чистом виде уксусная кислота, например, является гораздо более слабой кислотой, чем ее раствор в воде.

Здесь нет противоречия с предыдущим, когда отмечалось, что само по себе вещество не может быть ни кислотой, ни основанием, поскольку большинство растворителей сами обладают кислотными или основными свойствам, например за счет вышеотмеченной реакции автопротолиза. Так, уксусная кислота или вода сами же акцептируют свои протоны (уравнение 17):

СH₃COOH + СH₃COOH  СH₃COO ^— + СH₃COOH₂⁺ (17)

Такие растворители или вещества, в отличие от апротонных неспособных к самодиссоциации и, таким образом, не проявляющих или проявляющих очень слабые кислотные или основные функции, называются амфипротонными. Следует особо отметить, что понятия апротонные и инертные растворители отнюдь не идентичны и их применение в качестве синонимов грубейшая ошибка, поскольку парафины, например, в определенных условиях могут быть донорами протонов, т.е. кислотами, о чем мы поговорим в разделе C-H кислоты, а арены их акцепторами, т.е. быть основаниями.

Традиционные кислоты в зависимости от свойств партнера могут менять свою функцию и вести себя как доноры или акцепторы протона, например по уравнению 18

СH₃COOH + HNO₃  NO₃^— + CH₃COOH₂⁺ (18)

В пространстве теории Бренстеда-Лоури вещества, присоединяющие протоны, называются протофильными и являются основаниями (это относится и к веществам, являющимися растворителями, например, аммиак и амины, причем, чем к большему числу веществ они относятся как основания, тем они сильнее как основания). Соединения, отдающие протоны, называются протогенными и являются кислотами. Если они к тому же выполняют функцию растворителя, то их называют протогенными растворителями. Для них, как и для оснований, такая же зависимость – чем легче они отдают протоны, т.е. чем они сильнее как кислоты, тем большее количество веществ в этих растворителях проявляют основные свойства.

Следует иметь ввиду, что все рассмотренные процессы являются схематическими. В действительности механизм кислотно-основного взаимодействия в бренстэдовском смысле более сложен и включает стадию образования комплексов с водородными связями типа АН…В. В ряде случаев оно на этом и заканчивается. При более благоприятных условиях, например в присутствии растворителя с высокой диэлектрической проницаемостью, происходит полное протонирование основания и завершение реакции. Это указывает и на дополнительное взаимодействие компонентов с растворителем, т.е. их сольватацию, которая существенно влияет на относительную силу кислоты. Важен и другой аспект, связанный с изменением свойств лигандов координированных к металлическому центру. Например, вода в комплексе [CrPy₂(H₂O)₂(OH)₂]Cl проявляет ярко выраженные кислые свойства. Аналогичные явление наблюдается для молекулы аммиака в комплексе [Pt(NH₃)₄(NH₃)Cl]Cl₂, что объясняется связыванием неподеленных пар электронов у гетероатомов и потерей ими основных свойств.

Более общей является электронная теория кислот и оснований, предложенная Льюисом. В этом случае к кислотам относятся вещества, способные использовать неподеленную пару электронов другого атома для создания устойчивой электронной группировки одного из своих атомов (т.е. фактически любые вещества, имеющие вакантные орбитали), а к основаниям – вещества, обладающие неподеленной парой электронов, которая может быть использована для образования такой электронной группировки. Наиболее часто такой группировкой оказывается октет электронов. Взаимодействие этих веществ также протекает как кислотно-основное взаимодействие, но уже в льюисовском смысле и приводит к образованию донорно-акцепторной или какой-либо другой более слабой электростатической связи и соответственно комплексных соединений различной природы.

Кислоты и основания в электронной теории классифицируют по типу орбиталей, принимающих участие в образовании связи. Все кислоты или акцепторы разделяются на ,  и -типы, а основания или доноры на n,  и -типы. В образовании связи принимает участие наиболее высокая занятая граничная молекулярная орбиталь (ВЗМО) основания и наиболее низкая по энергии вакантная орбиталь кислоты (НВМО). В соответствии с типом орбиталей классифицируют 9 типов комплексов: n (R₃N.MeX_n), n (R₃N.I₂),  (RX.MeX_n),  (RX.I₂),  (RX.ArH),  (ArH.MeX_n),  (ArH.I₂) и  (ArH.тетрацианохинодиметан), (Ме- металл). При этом следует иметь ввиду, что, как и в протонной теории, в зависимости от условий и свойств партнера одно и то же соединение может выступать и в качестве основания и как кислота.

Понятие основание в теориях Брэнстеда и Льюиса совпадает, понятие кислоты в теории Льюиса более широкое и протонные кислоты в ней рассматриваются как протоны, нейтрализованные основаниями. В объединяющей оба подхода еще более общей теории М.Усановича к кислотам относят вещества, способные отдавать катионы или присоединять анионы, а к основаниям вещества способные отщеплять анионы или присоединять катионы. В этом случае уже практически все химические реакции, включая окислительно-восстановительные, но с определенными ограничениями, можно рассматривать с позиций кислотно-основного взаимодействия, а продукты их взаимодействия как комплексы или аддукты льюисовских кислот и оснований. Именно из этого положения Р. Пирсоном были введены понятия жестких, мягких и промежуточных кислот и соответствующий им принцип ЖМКО.

При оценке «мягкости» и «жесткости» кислот и оснований учитывают их химический состав, электронное строение и устойчивость образованных ими в результате кислотно-основного взаимодействия комплексов.

Мягкие основания – доноры, обладающие высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью, легко окисляются, их ВЗМО имеют высокую энергию (H^—, I^—, CN^—, CO, R₃P(As,S),RS^— и т.д.).

Жесткие основания – доноры с низкой поляризуемостью, высокой электроотрицательностью, трудно окисляются, их ВЗМО имеют низкую энергию (H₂O, OH^—, ROH, RO^—, R₂O, NH₃, F^—, Cl^—, SO₄^-2 и т.д.).

Мягкие кислоты – акцепторы с высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью и небольшим зарядом, легко восстанавливаются и имеют высоколежащие НВМО (Cu⁺, Ag⁺, Hg⁺, BH₃, R⁺, I₂, Br₂, I⁺, ICN и т.д.)

Жесткие кислоты – акцепторы с низкой поляризуемостью, высокой электроотрицательностью и зарядом, трудно восстанавливаются, незаполненные НВМО имеют низкую энергию (H⁺, Li⁺, Mg⁺², Al⁺³, Ln⁺³, AlH₃, HНal и т.д.)

Взаимодействие между этими веществами протекают таким образом, что ЖК преимущественно реагирует с ЖО, а МК с МО. Этот экспериментальный факт объясняется тем, что взаимодействие между орбиталями с близкой энергией более эффективно, чем с орбиталями существенно различающимся по энергии.

Таким образом, более чем полуторовековой поиск классификационных признаков привел к достаточно полному определению «кислота – основание». Но не менее важен другой аспект этих поисков, а именно понимание того, что какими бы словами мы не называли наблюдаемое химическое явление, или вещество, или частицу, принимающих участие в химической реакции: кислота-основание, донор-акцептор, нуклеофил-электрофил, электрон-дырка, анион-катион, т.е. терминами взятыми из самых разных областей химии и физики, – все это объединяется общим понятием «кислотно-основное взаимодействие», а на бытовом уровне принципом «вилка-розетка» или еще более бытовом «папа-мама».

В заключение этой темы следует остановиться на рассмотрении некоторых необычных для «стандартной» химии понятий, которые, однако, достаточно широко используются на уровне специалистов. Эти понятия связаны с RН-кислотами и суперкислотами

RН-кислоты. В соответствии с определением Бренстэда все кислоты его типа должны иметь в своем составе протоны. Органические вещества за редким исключением отвечают этому требованию. Другое дело будет ли органическое соединение обладать заметными кислотными свойствами. А это в основном определяется двумя факторами – различиями в электроотрицательностях между атомом водорода и связанной с ним атомом или группой атомов, например H-CH₃ и H-Cl, размерами последних, определяющими степень их поляризуемости или способности к делокализации электрона, например H-F < H-I или H-OH < H-SeH и внешним фактором, например основностью сореагента. Органические вещества, в которых под действием подходящего основания или какого-либо подходящего физического воздействия, например фотолиза, может происходит гетеролиз связей С-Н, О-Н, S-H, N-H и Si-H, приводящий к образованию протона и карбаниона, в органической химии называют CH, NH, OH и SH — кислотами. В этом же ряду возрастает и их сила. В химии для их активации как кислот обычно пользуются подходящим основанием, растворенным в хорошем, т.е. сильноосновном растворителе. Их выбор осуществляют по величинам рК СН-кислоты в этом растворителе и соединения, образующегося при присоединении протона в этом же растворителе. Например, натриевая соль ацетилена может быть получена в жидком аммиаке по реакции 19

NH₃ жид.

HC≡CH + Na⁺NH₂^—  HC≡C^— Na⁺ + NH₃ (19)

pK 25 pK 33

Эту реакцию можно рассматривать как реакцию кислоты (ацетилена) с солью еще более слабой кислоты –амидом натрия.

В органической химии известно понятие «протонный гарпун», получившее название из-за способности некоторых сильных оснований ионизировать слабые кислоты по связям С-Н. Например, алкиламидлития R₂NLi в реакции с 4,6-дихлорпиримидином-Cl, имеющем подвижные атомы хлора, вступает не в реакцию их нуклеофильного замещения на амидную группу, а в реакцию металлирирования по связи С-Н, приводящей к образованию металлорганического литиевого производного.

С-Cl

N C-H

H-C C-Cl

N

Суперкислоты. Выше мы говорили, что сила кислот Брэнстеда определяется по константе их диссоциации в воде, которая выполняет функцию растворителя и сопряженного основания. Очевидно, что в случае кислот полностью диссоциирующих в этом растворителе невозможно оценить их силу. Поскольку основность растворителя определяет степень диссоциации, для оценки силы таких кислот необходимо подобрать менее основный растворитель. В общем случае для сравнения силы кислот в фиксированной системе растворитель-основание (B+S) используется функция кислотности Гаммета Н_о. Согласно постулату Гаммета «Существует серия слабых оснований — индикаторов, отношение активности ионизированной и неионизированной форм которых не зависит от природы индикатора, а определяется только кислотностью среды». К таким основаниям относится один из представителей ряда нитробензола, варьирование заместителей в котором позволяет изменять основность в пределах 20 порядков, не меняя типа образующихся в результате реакции протонирования анилиниевых катионов.

Принято считать, что область суперкислот простирается от 100% для серной кислоты с Н_о=-12 и ниже, например фторсульфоновая HSO₃F кислота с Н_о=-15.1. Еще более сильные кислоты образуются при взаимодействии протонных кислот, имеющих атомы с неподеленными парами электронов, т.е. могущих выступать как основания Льюиса, с некоторыми сильными кислотами Льюиса, например олеум – соединение серной кислоты с серным ангидридом или соединение фторсульфоновой кислоты с пентафторидом сурьмы, романтически названной «магической кислотой». В последнем случае мы имеем комплексное соединение состава H[SO₃{FSbF₅}], обладающее настолько мощными кислыми свойствами, что растворяет парафины, т.е. последние в ней выступают как сопряженные основания. Еще большей кислотностью обладают смеси фтористого водорода с пентафторидом сурьмы. Так, если во всех других известных суперкислотах при добавлении воды сразу же происходит образование катиона оксония, который не претерпевает реакций обмена с дейтерозамещеной водой, то в кислоте {HF+SbF₅}, реакция дейтерообмена легко осуществляется. Этот факт объясняют появлением у иона оксония, хотя и слабых, но основных свойств, приводящим к его протонировнию и образованию дикатиона Н₄О⁺²! Более того, в суперкислых растворах протон может присоединяться к метану, образуя катион метония CH₅⁺. Безусловным достижением химиков является синтез веществ, содержащих катионы Xe₂⁺ и N₅⁺ с противоионами SbF₆^—, Sb₂F₁₁^—и AsF₆^—, соответственно. Естественно, что парафины также будут более подвержены атаке этими веществами и их крекинг, протекающий с разрывом связей С-С и С-Н, может быть осуществлен уже при комнатной температуре. Хорошо известная в органическом синтезе реакция Фриделя-Крафтса – реакция алкилирования ароматических углеводородов в присутствии смесей галогенидов алюминия, галоидводородов или галоидалкилов, также обусловлена образованием в ходе реакции суперкислот и их последующим каталитическим действием. Во многих промышленно важных каталитических процессах, протекающих в рамках кислотно-основного катализа (крекинг нефтей, их гидрирование, алкилирование и т.п.) используются кислые гетерогенные катализаторы минерального ряда (цеолиты, оксиды), или полимерные материалы (Nafion-H –полностью фторированный полиэтилен). Все они готовятся на базе сформированных представлений о суперкислотных центрах, т.е. модифицированных в зависимости от их исходной функции обработкой или кислотами Льюиса или сильными минеральными кислотами. Пример близкий к работам нашей кафедры – интеркаляты фторидов сурьмы или мышьяка, хлоридов алюминия и железа в межслоевое пространство графита. Все эти соединения в той или иной мере проявляют свойства суперкислот, хотя их практическое применение в отличие от чисто минеральных фаз затруднено из-за протекания сложных химических реакций, приводящих к постепенному разрушению углеродной матрицы, ковалентному связыванию продуктов реакции и, как следствие, к дезактивации каталитических свойств.

С чем же связно такое резкое возрастание кислых свойств этих веществ? Объяснение очень простое — протон фактически не удерживается объемным комплексным анионом даже в отсутствие сольватирующей среды. То, что это действительно так, нам демонстрирует синтез одно- и двухосновных «карборановых кислот» состава Н(СНВ₁₁Сl₁₁) и H₂(B₁₂X₁₂) (X=Cl, Br) с икосаэдрическим углеродным каркасом, чрезвычайно устойчивым к действию многих химических реагентов. Именно поэтому, несмотря на очень сильные кислотные свойства (предполагается, что на сегодняшний день это самые сильные кислоты из известных суперкислот способные протонировать

бензол и даже некоторые инертные газы), «карборановые кислоты» довольно инертны своей анионной частью, которая не вступает или вступает, но с трудом в дальнейшие превращения.

Дает ли нам право вышеизложенное предположить, что аналогичную ситуацию можно организовать и с основаниями, т.е. получить супероснование? Наверное, можно, но для этого следует использовать объемный некоординирующий или слабо координирующий катион.

studfile.net

Кислоты и основания — Большая советская энциклопедия

Кисло́ты и основания

Классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См. Индикаторы химические). По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO₃, соляная HCl, уксусная CH₃COOH), двухосновные (серная H₂SO₄, угольная H₂CO₃), трехосновные (ортофосфорная H₃PO₄). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8․10^-5, синильная 7,9․10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H₃PO₄ на

Н⁺ и H₂PO^—₄ 7․10^-3, H₂PO₄^— на Н⁺ и HPO₄^2- 8․10^-8, HPO₄^2- на Н+ и PO₄^3- 4,8․10^-13. Об органических кислотах см. также Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)₂ и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^—. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами (См. Щёлочи). Присутствием ионов OH^— и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)₃. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений.

Понятия К. и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 французский химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали английский учёный Г. Дэви (1810) и французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Шведский химик И. Я. Берцелиус (1812—19) видел причину кислотных и основных свойств в электрической природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (и некоторых металлов — хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов — основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а немецкий химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, которые могут замещаться металлом с образованием солей (См. Соли). После появления (1884—87) теории электролитической диссоциации (См. Электролитическая диссоциация) шведского учёного С. Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н⁺, а основаниями — соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH^—. По мере развития теории растворов (См. Растворы) стало ясно, что важную роль в процессе электролитической диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н⁺ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется) и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах — иона гидроксония, который и является носителем кислотных свойств.

Определение понятий К. и о. на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, как было установлено уже давно, многие соединения, проявляющие типичные свойства К. и о., не содержат ни водорода ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других — как основание (см. Амфотерность). Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, которая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этого не найдено. Наиболее распространены две концепции — датского физико-химика И. Н. Брёнстеда и американского физико-химика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские, кислоты), а к классу оснований — вещества, присоединяющие протоны. Функции К. и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так и ионы. Химическая реакция, при которой происходит передача протона от кислоты к основанию: АН+В^— ⇔ А^—+ВН (где АН — кислота, а В^— — основание), называется кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитические реакции обратимы, причем в обратной реакции, так же как и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функцию К. и о. (так называемые сопряженные К. и о.), то есть ВН — кислота, а А^— — основание. Например, в реакции: H₂SO₄+ H₂O ⇔ HSO^—₄ + H₃O⁺ кислотами являются H₂SO₄, и H₃O⁺, а HSO^—₄ и H₂O — основания. Концепция Брёнстеда дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитических равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, то есть по их кислотности. Эти достоинства теории протолитических равновесий обусловили ее предсказательную силу и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в химической практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она все же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии название апротонных, или льюисовских, кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, например галогениды бора, алюминия и олова, окислы некоторых металлов и т.д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой называют вещество, присоединяющее при химической реакции пару электронов, а основанием — вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы кислоты за счет электронов основания, а также возникновения нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом) и донорно-акцепторной связью, например:

где BF₃ — кислота, а NH₃ — основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе которых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или несколько электронов у молекул восстановителя; никаких обобществленных орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определенных химических элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутренняя связь, основанная на том, что для иона Н⁺, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К и о., известны некоторые другие, которые не получили, однако, столь широкого распространения.

Как брёнстедоские, так и льюисовские теории К. и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного Катализа, широко используемого в химической промышленности; при этом важно, что брёнстедовские и льюисовские кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитическое действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в химической промышленности (Нейтрализация, Гидролиз, Травление металлов и т.д.). Многие кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная и др.) и щёлочи (едкое кали, едкий натр и др.) являются основными продуктами химического производства и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях химической промышленности.

Многообразные — структурные и динамические — функции К. и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см. Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие). Направленное воздействие К. и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной — для дезинфицирующих и вяжущих полосканий и т.д. В то же время при попадании в организм концентрированных К. и о. возможны сильные ожоги внутренних органов, падение сердечной деятельности и т.д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.

Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М.,1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., М.. 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963.

Я. М. Варшавский.

Источник: Большая советская энциклопедия на Gufo.me

---

Значения в других словарях

1. кислоты и основания — КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ Термины «кислоты» и «основания» вполне сформировались в 17 в. Их содержание неоднократно пересматривалось и дополнялось. Этот процесс происходил и происходит в острых столкновениях представителей разных взглядов на природу К. Химическая энциклопедия

gufo.me

Кислоты и основания

Протонная теория. Согласно этой теории кислота выступает донором протона. В результате отдачи протона кислота переходит в основание, сопряженное кислоте.

Например:

Рисунок 1.

Основание является акцептором протона. В результате присоединения протона оно переходит в кислоту, сопряженную основанию.

Рисунок 2.

Сопряженные кислота и основания являются протолитами, образуют протолитическую систему:

$Кислота \ ↔ \ Основание + H^+$

Протолиты могут быть:

Например:

Рисунок 3.

Амфолитами называют вещества, кислотно — основное поведение которых определяется другими участниками реакции. Амфолиты могут выступать как в качестве кислоты так и в качестве основания. Для этих веществ характерно кислотно — основное диспропорционирование.

Примеры амфолитов:

$Вода \ H_2O + H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$,

$H_2O \ (кислота) ↔ H^+ + OH^-$,

$H_2O \ (основание) + H^+ ↔ H_3O^-$;

Аммиак $NH_3 + NH_3 — NH_4^+ + NH_2^-$;

Плавиковая кислота $HF + HF ↔ H_2F^+ +F^-$

В ряду $NH_3$, $H_2O$, $HF$ наибольшим сродством к протону обладает жидкий аммиак $NH_3$. Поэтому в его среде вода будет выступать как сильная кислота, а в жидком фтористом водороде — как сильное основание.

$NH_3 + H_2O → NH_4^+ + OH^-$,

$HF + H_2O → F^- + H_3O^+$.

Вещества, которые проявляют в водном растворе свойства слабых кислот ($NCN$, $CH_3COOH$, $H_2S$, $HF$ и др.), в среде $NH_3$ становятся сильными кислотами:

$HCN + Nh4 → NH_4^+ + CN^-$.

В среде фтороводорода, который обладает малым сродством к протону, большинство веществ, содержащих водород, будут основаниями:

$HNO_3 + HF ↔ H_2NO_3^+ + F^-$.

Протонная теория может быть применима ко всем сольвосистемам, в которых возможен переход протонов. В реакциях, протекающих при высоких температурах, она не применима.

Электронная теория. Кислота выступает акцептором электронных пар. Это может быть ион, атом, молекула с незавершенной электронной конфигурацией, которые могут присоединять электронные пары для образования ковалентной связи.

Основание является донором электронных пар. Также участвует в образовании ковалентной связи.

Кислотно — основное взаимодействие приводит к образованию донорно — акцепторной связи.

Например:

$HCl + NH_3 > NH_4Cl$,

$Ag^+ + 2NH_3 > [Ag(NH_3)_2]^+$,

$AlCl_3 + Cl^- >[AlCl_4]^-$.

Электронную теорию применяют, если:

• рассматривают процессы, протекающие без растворителя;
• в сольвосистемах, в которых не наблюдается обмен протонов;
• рассматривают реакции, протекающие при высоких температурах.

spravochnick.ru

Кислоты и основания — это… Что такое Кислоты и основания?

        классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См. Индикаторы химические). По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO₃, соляная HCl, уксусная CH₃COOH), двухосновные (серная H₂SO₄, угольная H₂CO₃), трехосновные (ортофосфорная H₃PO₄). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8․10^-5, синильная 7,9․10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H₃PO₄ на          Н⁺ и H₂PO^—₄ 7․10^-3, H₂PO₄^— на Н⁺ и HPO₄^2- 8․10^-8, HPO₄^2- на Н+ и PO₄^3- 4,8․10^-13. Об органических кислотах см. также Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)₂ и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^—. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами (См. Щёлочи). Присутствием ионов OH^— и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)₃. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений.          Понятия К. и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 французский химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали английский учёный Г. Дэви (1810) и французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Шведский химик И. Я. Берцелиус (1812—19) видел причину кислотных и основных свойств в электрической природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (и некоторых металлов — хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов — основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а немецкий химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, которые могут замещаться металлом с образованием солей (См. Соли). После появления (1884—87) теории электролитической диссоциации (См. Электролитическая диссоциация) шведского учёного С. Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н⁺, а основаниями — соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH^—. По мере развития теории растворов (См. Растворы) стало ясно, что важную роль в процессе электролитической диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н⁺ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется) и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах — иона гидроксония, который и является носителем кислотных свойств.          Определение понятий К. и о. на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, как было установлено уже давно, многие соединения, проявляющие типичные свойства К. и о., не содержат ни водорода ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других — как основание (см. Амфотерность). Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, которая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этого не найдено. Наиболее распространены две концепции — датского физико-химика И. Н. Брёнстеда и американского физико-химика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские, кислоты), а к классу оснований — вещества, присоединяющие протоны. Функции К. и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так и ионы. Химическая реакция, при которой происходит передача протона от кислоты к основанию: АН+В^— ⇔ А^—+ВН (где АН — кислота, а В^— — основание), называется кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитические реакции обратимы, причем в обратной реакции, так же как и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функцию К. и о. (так называемые сопряженные К. и о.), то есть ВН — кислота, а А^— — основание. Например, в реакции: H₂SO₄+ H₂O ⇔ HSO^—₄ + H₃O⁺ кислотами являются H₂SO₄, и H₃O⁺, а HSO^—₄ и H₂O — основания. Концепция Брёнстеда дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитических равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, то есть по их кислотности. Эти достоинства теории протолитических равновесий обусловили ее предсказательную силу и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в химической практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она все же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии название апротонных, или льюисовских, кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, например галогениды бора, алюминия и олова, окислы некоторых металлов и т.д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой называют вещество, присоединяющее при химической реакции пару электронов, а основанием — вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы кислоты за счет электронов основания, а также возникновения нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом) и донорно-акцепторной связью, например:         

         где BF₃ — кислота, а NH₃ — основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе которых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или несколько электронов у молекул восстановителя; никаких обобществленных орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определенных химических элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутренняя связь, основанная на том, что для иона Н⁺, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К и о., известны некоторые другие, которые не получили, однако, столь широкого распространения.

         Как брёнстедоские, так и льюисовские теории К. и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного Катализа, широко используемого в химической промышленности; при этом важно, что брёнстедовские и льюисовские кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитическое действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в химической промышленности (Нейтрализация, Гидролиз, Травление металлов и т.д.). Многие кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная и др.) и щёлочи (едкое кали, едкий натр и др.) являются основными продуктами химического производства и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях химической промышленности.          Многообразные — структурные и динамические — функции К. и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см. Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие). Направленное воздействие К. и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной — для дезинфицирующих и вяжущих полосканий и т.д. В то же время при попадании в организм концентрированных К. и о. возможны сильные ожоги внутренних органов, падение сердечной деятельности и т.д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.

         Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М.,1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., М.. 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963.

         Я. М. Варшавский.

dic.academic.ru

Кислоты и основания — это… Что такое Кислоты и основания?

        классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См. Индикаторы химические). По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO₃, соляная HCl, уксусная CH₃COOH), двухосновные (серная H₂SO₄, угольная H₂CO₃), трехосновные (ортофосфорная H₃PO₄). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8․10^-5, синильная 7,9․10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H₃PO₄ на          Н⁺ и H₂PO^—₄ 7․10^-3, H₂PO₄^— на Н⁺ и HPO₄^2- 8․10^-8, HPO₄^2- на Н+ и PO₄^3- 4,8․10^-13. Об органических кислотах см. также Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)₂ и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^—. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами (См. Щёлочи). Присутствием ионов OH^— и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)₃. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений.          Понятия К. и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 французский химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали английский учёный Г. Дэви (1810) и французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Шведский химик И. Я. Берцелиус (1812—19) видел причину кислотных и основных свойств в электрической природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (и некоторых металлов — хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов — основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а немецкий химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, которые могут замещаться металлом с образованием солей (См. Соли). После появления (1884—87) теории электролитической диссоциации (См. Электролитическая диссоциация) шведского учёного С. Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н⁺, а основаниями — соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH^—. По мере развития теории растворов (См. Растворы) стало ясно, что важную роль в процессе электролитической диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н⁺ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется) и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах — иона гидроксония, который и является носителем кислотных свойств.          Определение понятий К. и о. на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, как было установлено уже давно, многие соединения, проявляющие типичные свойства К. и о., не содержат ни водорода ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других — как основание (см. Амфотерность). Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, которая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этого не найдено. Наиболее распространены две концепции — датского физико-химика И. Н. Брёнстеда и американского физико-химика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские, кислоты), а к классу оснований — вещества, присоединяющие протоны. Функции К. и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так и ионы. Химическая реакция, при которой происходит передача протона от кислоты к основанию: АН+В^— ⇔ А^—+ВН (где АН — кислота, а В^— — основание), называется кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитические реакции обратимы, причем в обратной реакции, так же как и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функцию К. и о. (так называемые сопряженные К. и о.), то есть ВН — кислота, а А^— — основание. Например, в реакции: H₂SO₄+ H₂O ⇔ HSO^—₄ + H₃O⁺ кислотами являются H₂SO₄, и H₃O⁺, а HSO^—₄ и H₂O — основания. Концепция Брёнстеда дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитических равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, то есть по их кислотности. Эти достоинства теории протолитических равновесий обусловили ее предсказательную силу и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в химической практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она все же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии название апротонных, или льюисовских, кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, например галогениды бора, алюминия и олова, окислы некоторых металлов и т.д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой называют вещество, присоединяющее при химической реакции пару электронов, а основанием — вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы кислоты за счет электронов основания, а также возникновения нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом) и донорно-акцепторной связью, например:         

         где BF₃ — кислота, а NH₃ — основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе которых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или несколько электронов у молекул восстановителя; никаких обобществленных орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определенных химических элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутренняя связь, основанная на том, что для иона Н⁺, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К и о., известны некоторые другие, которые не получили, однако, столь широкого распространения.

         Как брёнстедоские, так и льюисовские теории К. и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного Катализа, широко используемого в химической промышленности; при этом важно, что брёнстедовские и льюисовские кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитическое действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в химической промышленности (Нейтрализация, Гидролиз, Травление металлов и т.д.). Многие кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная и др.) и щёлочи (едкое кали, едкий натр и др.) являются основными продуктами химического производства и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях химической промышленности.          Многообразные — структурные и динамические — функции К. и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см. Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие). Направленное воздействие К. и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной — для дезинфицирующих и вяжущих полосканий и т.д. В то же время при попадании в организм концентрированных К. и о. возможны сильные ожоги внутренних органов, падение сердечной деятельности и т.д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.

         Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М.,1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., М.. 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963.

         Я. М. Варшавский.

partners.academic.ru

Теории кислот и оснований — это… Что такое Теории кислот и оснований?

Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и 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 определениями кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие — в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространенены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех 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, рН-метрия в неводных средах, гомо- и гетерогенный кислотно-основный катализ, теория функций кислотности и многие другие.

Эволюция представлений о кислотно-основных взаимодействиях

Представления о кислотно-основных взаимодействиях относятся к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось.

Образная теория кислот и оснований была предложена 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 нейтральные соли^[1].

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

С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлам с выделением водорода (Ю. Либих, 1839). Примерно в это же время 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, хрома, 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^[2].

C появлением теории электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887) возникла возможность описания кислотно-основных свойств исходя из продуктов ионизации электролита. Благодаря работам В. Оствальда теория получила развитие для слабых электролитов.

В начале XX в. американские химики Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краус создали теорию сольвосистем, распространившую положения теории Аррениуса-Освальда на все растворители, способные к самодиссоциации.

В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Й. Брёнстеда и Г. Льюиса. Имеются вполне успешные попытки создать обобщенные теории (М. Усанович, 1939), но они не находят широкого применения^[3].

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 2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂↑
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 этиловый спирт и аммиак являются слабыми кислотами, так как способны реагировать со щелочными металлами:

2C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂↑

2NH₃ + 2Na = 2NaNH₂ + H₂↑

Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда

Основная статья: Теория электролитической диссоциации

Определения. Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н⁺ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка.
Основания — вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН⁻.
Соли — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка.
Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды.
Примеры. Кислота — HCl (кислотный остаток Cl^—):

HCl + H₂O ↔ H₃O⁺ + Cl^—

Основание — NaOH:

NaOH ↔ Na⁺ + OH^—

Реакция нейтрализации (соль — NaCl):

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

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 константами диссоциации K.

Для кислоты HA K = [H⁺]·[A^—]/[HA]

Для основания MOH K = [M⁺]·[OH^—]/[MOH]

Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10^-14 (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 водородного показателя, распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений (введения ионного произведения воды).
Теорию можно применять для описания гидролиза солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат — протонная теория (см. ниже) гораздо удобнее.
Применимость теории Аррениуса-Оствальда ограничивается водными растворами. кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп.

Протонная теория Брёнстеда-Лаури

Основная статья: Протолитическая теория кислот и оснований

Сравнение моделей
кислотно-основного взаимодействия
по Льюису и Брёнстеду

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А В + Н⁺ (А — кислота, В — основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

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 Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.

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 является основанием: H₂O + H⁺ H₃О⁺, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH⁻.

Теория сольвосистем

Основная статья: Теория сольвосистем

Теория сольвосистем — расширение теории Аррениуса-Оствальда на другие ионные (в частности, протонные растворители). Предложена американскими химиками Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краусом
Определения. Ионный растворитель — растворитель, самодиссоциирующий на катион и анион. Катион при этом называется ионом лиония, а анион — ионом лиата. Протонный растворитель — растворитель, способный к автопротолизу, то есть передаче иона H⁺ от одной молекулы к другой:

2HL ↔ H₂L⁺ + L^—

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 Брестеду-Лоури. В нём также «зашита» теория Льюиса, поскольку именно она объясняет причины образования ионов лиония.
Ион H₂L⁺ при этом называется ионом лиония, а L_— — ионом лиата.
Кислоты — это вещества, образующие в данном растворителе ион лиония.
Основания — вещества, образующие в данном растворителе ион лиата.
Соли — вещества, диссоциирующие в данном растворителе с образованием катиона и аниона, не являющихся лионием и лиатом.
Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и растворитель.
Примеры.

Растворитель	Самодиссоциация	Лионий	Лиат	Константа самодиссоциации	Кислота	Основание	Реакция нейтрализации
H2O	2H2O ↔ H3O+ + OH—	H3O+	OH—	2·10-16 (25°С)	HCl	NaOH	NaOH + HCl = NaCl + H2O
NH3	2NH3 ↔ NH4+ + NH2—	NH4+	NH2—	~10-34(-33°C)	HCl NH4Cl	KNH2	KNH2 + HCl = NaCl + NH3 KNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3
HF	2HF ↔ H2F+ + F—	H2F+	F—	~10-12	HCl	NaF NaOH (даёт NaF)	HCl + NaF = NaCl + HF
KCl	KCl↔K+ + Cl—	K+	Cl—	Велика	KOH	HCl	KOH (кислота) + HCl (основание) = KCl (растворитель) + H2O (соль)

Количественные характеристики и критерии протекания реакции Силы кислот и оснований характеризуются их константой диссоциации.
Константы диссоциации зависят от растворителя. Протонные растворители с высоким константами автодиссоциации («кислотные растворители», например HF) дифференцируют кислоты (в них кислоты становятся слабыми и различающимися по силе) но нивелируют основания (все основания становятся сильными, правращаясь в ион лиата). Протонные растворители с низкими константами автодиссоциации («основные растворители, например NH₃) 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 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

KOH (кислота) + HCl (основание) = KCl (растворитель) + H₂O (соль)

Электронная теория Льюиса

Основная статья: Теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода – протоны, ионы металлов (Ag⁺, Fe³⁺), оксиды некоторых неметаллов (например, SO₃, SiO₂), ряд солей (AlCl₃), а также такие вещества как BF₃, Al₂O₃. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются 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:

• AlCl₃ + Cl⁻ → AlCl₄⁻
• BF₃ + F⁻ → BF₄⁻
• PCl₅ + Cl⁻ → PCl₆⁻.

Общая теория Усановича

Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована 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 гидролиза SO₃ + 2H₂O H₃O⁺ + HSO₄^— — вода, отдавая анион OH^—, является основанием, а триоксид серы, присоединяя этот анион — кислотой, аналогично в реакции: SnCl₄ + 2KCl K₂SnCl₆ — 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»^[4].

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^[5].

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 г. — 158 стр.
• Москва В.В. Понятие кислоты и основания в органической химии // Соросовский образовательный журнал, 1996, №12, с. 33-40.
• Фиалков А.Я. Не только в воде. Л., Химия, 1989.

Примечания

biograf.academic.ru