33. Формально-класифікаційна теорія кислот та основ Франкліна. Дефекти теорії Франкліна
Теорія Франкліна (1924) .Теорія сольватамі-систем - ця теорія виникла в результаті вивчення реакції в жідкостіамміаке. Вона передбачає які з'єднання стають кислотами і підставами у різних розчинниках.
Він показав, що розчини амонімних солей в рідкому аміаку дають всі реакції характерні для водних розчинах кислот Теорія Франкліна (1924) .Теорія сольватамі-систем - ця теорія виникла в результаті вивчення реакції в жідкостіамміаку. Вона передбачає які з'єднання стають кислотами і підставами у різних розчинниках.
Він показав, що розчини амонімних солей в рідкому аміаку дають всі реакції характерні для водних розчинах кислот. За цією теорією, кислоти та основи - речовини, при розчиненні яких збільшується концентрація відповідних катіонів та аніонів, що утворюються при дисоціації розчинника. У цьому випадку кислотно-основну взаємодій виражається схемою:
кислота + підстава: сіль + розчинник
Хімічна теорія кислот Ганча.
Возникновение химической теории кислотно-основного взаимодействия стало неизбежным после того, как было установлено, что основной продукт этого взаимодействия – соль- может быть получен без участия воды- и как среды для проведения реакции и как химического составляющего кислоты и основания.
К химическим принадлежит так же теория Ганча, обоснованию которой он посвятил ряд работ, публиковавшихся с начала века в течении почти трех десятилетий. Ганч в качестве основного признака кислотно-основного взаимодействия выдвигал солеобразование. При этом любые достаточно прочные продукты присоединения к кислотам могут рассматриваться как соли. Так, аналогично тому, как соединения NH3*HClO4 является перхлоратом аммония NH4+ClO4–, соединения H2О*HClO4, по Ганчу – перхлоратом гидроксония Н3О+ ClO4–. Соединения типа НК+А–, образующиеся в результате кислотно-основного взаимодействия, ганч назвал ониевыми солями – термин, который сохранился в химии и применяется весьма часто.
Развитие химической теории Ганча привело к теоретическому представлению и эксперементальному обоснованию амфотерности водородных кислот. Так, СН3СООН по отношению к воде является кислотой и образует ониевую соль Н3О+СН3СОО–, но по отношению к хлорной кислоте СН3СООН – основание и образует ониевую соль СН3СООН2СlО4– - перхлорат ацилония. Амфотерность водородных кислот была впоследствии изучена методами физико-химического анализа на весьма большом числе объектов. Эта теория Ганча обладала значительной предсказательностью, позволяя оценить степень взаимодействия в той или иной системе.
36.Теорія кислотно-основної рівноваги Бренстеда-Лоурі.
У 1923 р. Бренстед і Лоурі висунули нову теорію кислот і підстав, засновану на уявленні про перенесення протона. Згідно цієї теорії, кислота являє собою речовина, що складається з молекул або іонів-донори протонів (т. к. вони віддають протони), а підстава-речовина, що складається з молекул або іонів-акцепторів протонів (оскільки вони приймають протони).
Щоб детальніше розібратися в цій теорії, почнемо наш розгляд з випадку сильної кислоти, як, наприклад, соляна кислота. При розчиненні хлороводню у воді його молекули повністю дисоціюють, утворюючи іони водню H+ і хлорид-іони Cl". Іони водню називають також протонами, оскільки кожен такий іон являє собою просто протон. У розчині ці протони зв'язуються з молекулами води, утворюючи іони гидроксония H3O+. Розчинення хлороводню у воді може бути представлено за допомогою рівняння
У разі слабкої кислоти, як, наприклад, оцтова кислота, молекули кислоти лише частково дисоційований у водному розчині, так що в ньому встановлюється рівновага
(1)
Але і в цьому випадку молекули кислоти теж донируют (передають) протони молекулам води.Кожна молекула соляної кислоти оцтової кислоти може донувати тільки з одного протону. Тому вони називаються однопротонными або одноосновних кислот (остання назва пояснюється тим, що кожна така кислота має тільки одне поєднане підстава; див. нижче).Кислота, здатна донувати більше одного протона, називається многопротонной або многоосновной. Наприклад, сірчана кислота є двухпротонной, тому що вона може донувати два протона. Її називають також двохосновної, тому що вона має два спряжених підстави, HSO4 - і SO4-; процес розчинення сульфатної кислоти у воді можна представити двома рівняннями: H2SO4(ж.) + H2O (ж.) = H3O+ (водн.) + HSO4 (водн.) або H2SO4(ж.) + 2H2O(ж.) = 2H3O+ (водн.) + SO2." (водн.) Сильні основи, такі, як гідроксиди лужних металів, повністю іонізуються у воді: NaOH(TB.) + H2О = Na+(водн.) + ОН- (водн.) Ці речовини є підставами, тому що гидроксидниє іони можуть акцептувати (приєднувати) іони водню: ОН- (водн.) + H3O+ (водн.) = 2H2O (ж.) Ця реакція є загальною для всіх реакцій нейтралізації між кислотами і підставами у водних розчинах. Зазначимо також, що у водних розчинах іони водню існують в гідратованої формі, тобто у вигляді іонів гидроксония. Розглянемо тепер реакцію між слабким підставою аміак NH3 і хлоро-воднем в газовій фазі. У цій реакції відбувається утворення твердого хлориду амонію:
Реакція, зворотна цієї, називається реакцією термічної дисоціації хлориду амонію. Аміак являє собою підставу, тому що він акцептує протон від хлороводню. Однак слід звернути увагу на ту обставину, що в обговорюваному рівновазі не беруть участі ні вода, ні гидроксидниє іони. Таким чином, теорія Бренстеда-Лоурі охоплює і такі кислотно-основні реакції, які здійснюються у відсутності розчинника або в присутності неводного розчинника. Якщо уважніше придивитися до кожного з обговорюваних вище рівноваг, то виявиться, що в рівноважної суміші завжди присутні частинки чотирьох типів. Користуючись уявленнями теорії Бренстеда-Лоурі, неважко переконатися, що дві з цих частинок є кислотами, а дві інші-підставами. Наприклад
Ця рівноважна суміш складається з двох спряжених пар кислот і підстав:
Звернемо увагу на те, що в кожній сполученій парі кислота і основа відрізняються один від одного на один протон. Кожна кислота має своє поєднане основу. Сильній кислоті завжди відповідає слабке поєднане підставу, а слабкій кислоті - сильне поєднане основу.
Теорія кислот та основ Льюїса.
Р. Льюїс (у 1923 р.) запропонував нове визначення кислот і основ. Згідно з його визначенням:
Кислотно-основна реакція- це взаємодія в якій неподільна пара електронів молекули основи приєднується до молекули кислоти, в результаті чого виникає ковалентний зв'язок. Наприклад в реакції:
аміак виступає у ролі основи, а бору трифторид в ролі кислоти. Визначення основи, дане Льюїсом, включає підстави Бренстеда-Лоурі. Такі кислоти Льюїса, як BF3 и SO3, не є кислоти Бренстеда-Лоурі, а такі кислоти, як НСl, H2SO4 і СН3СООН, не є кислотами Льюїса. Теорія кислот і основ Бренстеда-Лоурі дозволяє кількісно визначати їх силу, що не можна сказати про теорії Льюїса. Слід зупинитися на електронній теорії кислот і підстав, запропонованої Р. Льюїсом. Як було зазначено вище, відповідно до цієї теорії підставою є речовина, яка поставляє пару електронів для утворення хімічного зв'язку, а кислотою — речовина, яка приймає електронну пару. Визначення Р. Льюїса включає кислоти і ті сполуки, які не містять протонів, але відповідають тим критеріям, які він сформулював для характеристики кислот і основ: 1. Взаємодія кислот з основами відбувається швидко. 2. Кислота або підставу витісняють більш слабку кислоту або підстава з сполук. 3. Кислоти і підстави можна титрувати одне іншим у присутності індикаторів. 4. Кислоти і підстави є хорошими каталізаторами хімічних реакцій. Прикладом кислотно-основної взаємодії
Як видно з цих прикладів, в деяких випадках характеристики речовини з теорії Льюїса і за протонної теорії кислот і основ збігаються (NH3 і ВІН- — основи, Н3О+ , НСl — кислоти). Речовини, які є кислотами або основами тільки по теорії Льюїса, називаються основами і кислотами Льюїса. Отже, BF3 — кислота Льюїса.
|
Основи Льюїса – це донори пари електронів (спирти, алкоголят-аніони, прості ефіри, аміни тощо) Кислоти Льюїса – це акцептори пари електронів, тобто сполуки, що мають вакантну орбіталь (іон водню і катіони металів: H+, Ag+, Na+, Fe2+; галогеніди елементів другого і третього періодів BF3, AlCl3, FeCl3, ZnCl2; галогени; сполуки свинцю і сірки: SnCl4, SO3).