МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ
БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ
«ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ»
Ю. М. Бондарев, В. Ю. Кондрашин,
Е. Г. Гончаров, И. Е. Шрамченко
ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ
Учебное пособие
Воронеж
Издательский дом ВГУ
2017
1
Стр.1
СОДЕРЖАНИЕ
1. Введение .......................................................................................................... 4
2. Теория сольвосистем ..................................................................................... 6
3. Кислоты в жидком аммиаке .......................................................................... 8
4. Протонная теория ........................................................................................... 9
4.1. Теория кислот и оснований Бренстеда–Лоури .................................... 9
4.2. Особые свойства протона ....................................................................... 9
4.3. Основные положения теории Бренстеда–Лоури ............................... 11
4.4. Сила кислот и оснований ..................................................................... 16
4.5. Амфипротонные вещества ................................................................... 30
4.6. Малорастворимые гидроксиды металлов. Аквакатионы .................. 33
4.7. Кислотно-основные буферные растворы ........................................... 35
4.8. Значение теории Бренстеда – Лоури ................................................... 40
5. Электронная теория Льюиса ....................................................................... 43
6. Литература .................................................................................................... 46
3
Стр.3
2. ТЕОРИЯ СОЛЬВОСИСТЕМ
Теорию сольвосистем можно назвать теорией кислотно-основных
равновесий в неводных растворителях. Эти равновесия записываются следующим
образом:
кислота + основание ↔ соль + растворитель
В качестве неводных растворителей можно рассматривать жидкий
аммиак, жидкий фтороводород, жидкую четырехокись азота и многие
другие.
Рассмотрим кислотно-основные равновесия в жидком аммиаке.
Реакции ионизации чистой воды и жидкого аммиака во многом аналогичны
по своему механизму. Так ионизация воды записывается следующим
образом: Н2О ↔ Н+ + ОН-, затем следует образование иона гидроксония: Н+
+ Н2О → Н3О+. Полное уравнение ионизации воды выражается уравнением:
2Н2О ↔ Н3О+ + ОН-.
Жидкий аммиак (превращается в жидкость при – 33 0С) также под-
(амид
- ион); Н+ + NH3 → NH4
иона гидроксония. Полное уравнение ионизации аммиака:
2NH3 ↔ NH4
+ + NH2
где амид-ион NH2
-,
- является аналогом иона ОН- при ионизации воды.
Взаимодействие щелочного металла с Н2О и NH3(ж) – аналогичны:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑; 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2↑,
6
вержен собственной электролитической ионизации: NH3 ↔ H+ + NH2
+ → в результате образуется ион аммония – аналог
Стр.6
где NaNH2 – амид натрия – содержит амид-ион NH2
-, образующийся при
собственной ионизации аммиака. То есть амиды металлов являются аналогами
гидроксидов. Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы
амидов металлов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено
диссоциацией (ионизацией):
NaNH2 ↔ Na+ + NH2
-
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении
кислот происходит их нейтрализация.
7
Стр.7
3. КИСЛОТЫ В ЖИДКОМ АММИАКЕ
Франклин (автор теории сольвосистем) установил, что соли аммония,
растворенные в жидком аммиаке, реагируют с амидами металлов как кислоты:
NaNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3 (NH2
- + NH4
+ = 2NH3).
Аналогично: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 +2H2O.
Активные металлы вытесняют водород из растворов аммонийных солей
в жидком аммиаке:
Mg + 2NH4NO3 → Mg(NO3)2 + 2NH3 + H2↑
Таким образом, аммонийные соли в растворе жидкого аммиака ведут себя
как кислоты. Реакция нейтрализации в жидком аммиаке сводится к взаимодействию,
приводящему к образованию молекул растворителя (жидкого
аммиака):
NH4Cl + NaNH2 = NaCl + 2NH3;
NH4
+ + NH2
- = 2NH3
Согласно теории сольвосистем кислотой является соединение,
дающее в растворе те положительные ионы, которые образуются
при собственной диссоциации растворителя. Основанием является
вещество, дающее в растворе те отрицательные ионы, которые
образуются при собственной диссоциации растворителя.
8
Стр.8
4. ПРОТОННАЯ ТЕОРИЯ
4.1. Теория кислот и оснований Бренстеда–Лоури
Более общая теория кислот и оснований предложена в 20-е годы прошлого
века И. Бренстедом и Т. Лоури. Основа теории связана со способностью
частиц раствора (молекул, ионов) отдавать и присоединять протон.
Следовательно, в этой теории протон (ядро атома водорода Н+) играет ключевую
роль вследствие его особых свойств, а сама теория получила название
протонной, или протолитической теории кислот и оснований.
4.2. Особые свойства протона
Среди всех ионов протон отличается минимальной массой и минимальными
геометрическими размерами. Масса протона уступает массе других
ионов от 7 (в сравнении с массой катиона Li+) до многих десятков раз
(в сравнении с массами ионов тяжелых металлов и органических ионов).
Еще сильнее различия в размерах: диаметр протона в среднем в 105 раз
меньше диаметра других ионов. Обладая положительным зарядом, протон
предельно легко внедряется в электронные оболочки атомов, молекул и ионов.
Ни в каких растворах протон не появляется в свободном виде.
Протон обладает высоким химическим сродством к воде. При его гидратации
связывается несколько молекул Н2О. Обычно образующемуся комплексу
приписывают формулу
+, Н5О2
става: Н7О3
записывают простейшей формулой Н3О+ и называют ионом гидроксония.
Среднее время жизни ионных образований
Н О ...Н О очень мало,
3
9 4
так как протон, обладая небольшой массой и ничтожными размерами, непрерывно
перескакивает от одной молекулы воды к другой. Характерные
времена перескока составляют ~10–13 с. В этом состоит еще одна особен9
Н9
4О , хотя есть и ионы более простого со+
и Н3О+. В ионных уравнениях ион водорода, как правило,
Стр.9
ность протона, которая отличает его от других ионов (Na+, Fe3+, NO
3 ). Перескок
протона от молекулы к молекуле может совершаться эстафетным
путем: молекула Н2О присоединяет «чужой» протон, а отдает «свой»:
H+
H +
H
O H
:O
H
H
H
H
O :
H O
+ H
H
Скорость передачи эстафеты определяется скоростью ориентации принимающей
молекулы, так как для присоединения Н+ молекуле Н2О необходима
благоприятная ориентация. Вследствие эстафетного механизма переноса
протон обладает в водном растворе аномально высокой подвижностью.
Перемещение эстафетным путем характерно и для гидроксидных ионов
ОН–, поскольку группа атомов ОН является фрагментом молекулы воды.
Аномально высокая скорость движения, характерная для гидроксидных ионов,
также объясняется перескоком протона от молекулы Н2О к иону ОН-:
H+
H
O
H
O
H
-
O
H
-
H
H
O
Направление движения иона ОН- противоположно направлению движения
протона. Другие ионы такой особенностью не обладают и в водных растворах
перемещаются обычным путем.
Специфика протонных переходов проявляется в крайне высокой скорости
реакции нейтрализации:
H O OH 2H O2
3
.
Эта реакция в водной среде считается самой быстрой из всех известных реакций.
10
Стр.10