Теории кислот и оснований

Кислотно-основные взаимодействия широко распространены в природе и технике, поэтому давно привлекали внимание ученых, предложивших несколько теорий этих процессов. Большинство теорий не противоречат друг другу, но имеют различные области применения. Наиболее известны теория, основанная на механизме электролитической диссоциации, протонная и электронная теории кислот и оснований.

Согласно теории электролитической диссоциации, применимой к водным растворам, кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н⁺. Сильные кислоты диссоциируют практически полностью, у слабых диссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по константе диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем более диссоциирована кислота.

Электролит, диссоциирующий с образованием ионов ОН^-, называют основанием.

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты, и как основания:

H⁺ + RO^- ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^-

Такие электролиты называют амфотерными электролитами. Амфотерность электролитов объясняется малым различием связей R –H и

O – H. Примером амфотерного электролита может быть гидроксид цинка:

2H⁺ + [Zn(OH)₄]^2- ↔ Zn(OH)₂ + 2H₂O ↔ [Zn(H₂O)₂]²⁺ + 2OH^-

При взаимодействии гидроксида цинка, например, с азотной кислотой образуется нитрат цинка:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

при взаимодействии же с гидроксидом калия – цинкат калия:

Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄]

К амфотерным электролитам также относятся гидроксиды алюминия Al(OH)₃, свинца Pb(OH)₂, олова Sn(OH)₂ и др.

Теория электролитической диссоциации неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимся диссоциацией на ионы. Например, аммиак, реагируя с безводным фторидом водорода, образует соль фторид аммония NH₃ + HF = NH₄F. Аммиак, не имея в своем составе гидроксидной группы, ведет себя как основание.

В 1923 г. Д. Брендстедом была предложена протонная теория кислот и оснований, применяемая как к водным, так и неводным средам. Согласно протонной теории, кислоту считают донором протонов, а основание – акцептором протонов. При взаимодействии кислота отдает, а основание принимает протон. Соотношение между основанием и кислотой можно представить схемой

Основание + Протон → Кислота

Основание и кислота, связанные данным соотношением, называются сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием согласно протонной теории обозначается схемой

Кислота 1 + Основание 2 = Кислота 2 + Основание 1

Например, реакцию аммиака и фторида водорода можно записать уравнением

HF + NH₃ ↔ NH₄⁺ + F^-

Кислота 1 Основание 2 Кислота 2 Основание 1

В этом уравнении кислоте HF соответствует сопряженное основание F^-, а основанию NH₃ – сопряженная кислота NH₄⁺. В зависимости от партнера то или иное вещество может быть или кислотой, или основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к фториду водорода – основанием:

H₂O + NH₃ ↔ OH^- + NH₄⁺

HF + H₂O ↔ F^- + Н₃О⁺

кислота основание основание кислота

Таким образом, как и во всех протолитических процессах, продуктом взаимодействия кислоты и основания является не соль, а сопряженные кислота и основание.

В 1924 г. Дж. Льюис выдвинул и обосновал электронную теорию кислот и оснований, согласно которой кислота является акцептором, а основание – донором электронов. Если в состав кислоты входит водород, то она называется водородной. Однако кислота может и не содержать атома водорода, такая кислота называется апротонной. Взаимодействие кислоты и основания, по Льюису, приводит к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

основание кислота продукт нейтрализации

Электронная теория охватывает более широкий круг соединений, чем протонная теория.