Теории кислот и оснований

Как было показано выше (см. подразд. 5.5.4), кислоты и основания согласно теории Аррениуса классифицируют по характеру их диссоциации в водных растворах.

Характер кислотно-основного равновесия в неводных растворах отражен в теории сольвосистем. Кислотно-основное равновесие в общем виде можно представить так: кислота + основание <=± соль + + растворитель. В жидком аммиаке, например, происходит самоио- низация:

В этой среде взаимодействие хлорида аммония с амидом калия протекает по уравнению

Сравните с аналогичными процессами в водном растворе:

Эти представления позволили связать теорию кислот и оснований в водных и неводных растворах.

Согласно протонной теории Бренстеда кислота есть донор протона (Н+), а основание — акцептор протона. При взаимодействии кислоты и основания кислота отдает, а основание принимает протон: НА (кислота) <=> Н+ + А- (основание). Кислота и основание, связанные таким равновесием, называются сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием можно представить следующей схемой:

Чем сильнее кислота (1) и основание (2) и чем слабее кислота (2) и основание (1), тем в большей степени равновесие (5.40) смещено в прямом направлении. Это можно показать на примере процесса (5.44). Константа равновесия этого процесса:

Умножив и разделив (5.45) на [Н+], а также учитывая, что

получим

Аналогично рассчитаем константу равновесия (5.42):

Реакция (5.44) является реакцией нейтрализации по Аррениусу и протекает практически нацело. Реакция (5.42) является диссоциацией слабого основания по Аррениусу и протекает лишь в незначительной степени.

Более широкий круг соединений охватывает электронная теория кислот и оснований Льюиса. Согласно этой теории кислоты являются акцепторами электронов, а основания — донорами электронов.

Таким образом, кислота может быть неявной, т.е. не содержать протона. Такие кислоты называются опрошенными, или кислотами Льюиса.

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   ОРИГИНАЛ     След >