Главная страница
Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей
qrcode

Лекция №4 Растворы, электролитическая диссоциация. Растворы общие сведения Растворы


Скачать 200.79 Kb.
НазваниеРастворы общие сведения Растворы
АнкорЛекция №4 Растворы, электролитическая диссоциация.docx
Дата02.10.2017
Размер200.79 Kb.
Формат файлаdocx
Имя файлаЛекция №4 Растворы, электролитическая диссоциация.docx
ТипДокументы
#23649
КаталогОбразовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей
Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей

РАСТВОРЫ

Общие сведения

Растворы  это гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух и более веществ, называемых компонентами. По агрегатному состоянию растворы могут быть газообразными (воздух), жидкими (кровь, лимфа) и твердыми (сплавы). В медицине наибольшее значение имеют жидкие растворы, которые играют исключительную роль в жизнедеятельности живых организмов. С образованием растворов связаны процессы усвоения пищи и выведения из организма продуктов жизнедеятельности. В форме растворов вводится большое количество лекарственных препаратов.

Для качественного и количественного описания жидких растворов используются термины «растворитель» и «растворенное вещество», хотя в некоторых случаях такое разделение является достаточно условным. Так, медицинский спирт (96% раствор этанола в воде) скорее следует рассматривать как раствор воды в спирте. Все растворители делятся на неорганические и органические. Важнейшим неорганическим растворителем (а в случае биологических систем – единственным) является вода. Это обусловлено такими свойствами воды, как полярность, низкая вязкость, склонность молекул к ассоциации, относительно высокие температуры кипения и плавления. Растворители органической природы разделяют на полярные (спирты, альдегиды, кетоны, кислоты) и неполярные (гексан, бензол, четыреххлористый углерод).

Процесс растворения в равной степени зависит как от природы растворителя, так и от свойств растворенного вещества. Очевидно, что способность образовывать растворы выражена у разных веществ по-разному. Одни вещества могут смешиваться друг с другом в любых количествах (вода и этанол), другие – в ограниченных (вода и фенол). Однако, следует помнить: абсолютно нерастворимых веществ не существует!

Склонность вещества растворяться в том или ином растворителе можно определить, используя простое эмпирическое правило: подобное растворяется в подобном. Действительно, вещества с ионным (соли, щелочи) или полярным (спирты, альдегиды) типом связи хорошо растворимы в полярных растворителях, например, в воде. И наоборот, растворимость кислорода в бензоле на порядок выше чем в воде, так как молекулы O2 и C6H6неполярны.

Степень сродства соединения к определенному типу растворителя можно оценить, анализируя природу и количественное соотношение входящих в его состав функциональных групп, среди которых выделяют гидрофильные (притягивающие воду) и гидрофобные (отталкивающие воду). К гидрофильным относят полярные группы, такие как гидроксильная (OH), карбоксильная (COOH), тиольная (SH), амино (NH2). Гидрофобными считают неполярные группы: углеводородные радикалы алифатического (CH3, C2H5) и ароматического (C6H5) рядов. Соединения, имеющие в своем составе как гидрофильные, так и гидрофобные группы, называют дифильными. К таким соединениям относят аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Теории растворов


В настоящее время известны две основные теории растворов: физическая и химическая.

1. Физическая теория растворов.

Физическая теория растворов была предложена С. Аррениусом (1883) и Я. Г. Вант-Гоффом (1885). В данной теории растворитель рассматривается как химически инертная среда, в которой равномерно распределены частицы (молекулы, ионы) растворенного вещества. При этом предполагается отсутствие межмолекулярного взаимодействия как между частицами растворенного вещества, так и между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества. Однако впоследствии выяснилось, что условиям данной модели удовлетворяет поведение лишь малой группы растворов, которые были названы идеальными. В частности, идеальными растворами можно считать газовые смеси и очень сильно разбавленные растворы неэлектролитов.

2. Химическая теория растворов.

Химическая, или сольватная, теория растворов была предложена в 1887 г. Д.И. Менделеевым, который установил, что в реальном растворе присутствуют не только индивидуальные компоненты, но и продукты их взаимодействия. Исследования водных растворов серной кислоты и этилового спирта, проведенные Д.И. Менделеевым, легли в основу теории, суть которой заключается в том, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходят взаимодействия, в результате которых образуются нестойкие соединения переменного состава, называемые сольватами или гидратами, если растворителем является вода. Главную роль в образовании сольватов играют непрочные межмолекулярные силы, в частности, водородная связь.

В этой связи следует принять следующую трактовку понятия «раствор»:

Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Из данного определения следует, что растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями и смесями. С одной стороны, растворы однородны, что позволяет рассматривать их как химические соединения. С другой стороны, в растворах нет строгого стехиометрического соотношения между компонентами. Кроме того, растворы можно разделить на составные части (например, при упаривании раствора NaCl можно выделить соль в индивидуальном виде).

Основные способы выражения концентрации растворов

Количественный состав раствора чаще всего оценивают при помощи понятия концентрации, под которым понимают содержание растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы (объема) раствора (растворителя). Основными способами выражения концентрации растворов являются следующие:

1. Массовая доля вещества(x) это отношение массы данного компонента x, содержащегося в системе, к общей массе этой системы:



(1)

Выражается в долях единицы или в %. Массовая доля компонента в %показывает, сколько г данного компонента содержится в 100 г раствора. Например, раствор NaCl с массовой долей 0,9%содержит 0,9 гNaCl в 100 г раствора.

2. Молярная концентрация раствора С(х) это отношение количества вещества компонента n(х) к объему раствора Vр-ра:



(2)

Единицей количества вещества является моль, т. е. то количество вещества, которое содержит столько реальных или условных частиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа С12. При использовании моля как единицы количества вещества следует знать, какие частицыимеются в виду: молекулы, атомы, электроны или другие. Молярная масса М(х)  это отношение массы к количеству вещества (г/моль):



3. Молярная концентрация эквивалента С(x) это отношение количества эквивалента вещества n(x) к объему раствора Vр-ра:



(3)

Химический эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или высвобождать 1 ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях.

Так же, как молекула, атом или ион, эквивалент безразмерен.

Масса моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентаМ(x). Величина называетсяфактором эквивалентности. Она показывает, какая доля реальной частицы вещества соответствует эквиваленту. Для правильного определения эквивалента вещества надо исходить из конкретной реакции, в которой это вещество участвует, например, в реакции взаимодействия Н3РО4 с NaOH может происходить замещение одного, двух или трех протонов:

1. H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O;

2. H3PO4 + 2NaOH  Na2HPO4 + 2H2O;

3. H3PO4 + 3NaOH  Na3PO4 + 3H2O.

В соответствии с определением эквивалента, в 1-й реакции замещается один протон, следовательно, молярная масса эквивалента вещества равна молярной массе, т. е. z  l и . В данном случае:

.

Во 2-й реакции происходит замещение двух протонов, следовательно, молярная масса эквивалента составит половину молярной массы Н3РО4, т. e. z  2, а. Здесь:

.

В 3-й реакции происходит замещение трех протонов и молярная масса эквивалента составит третью часть молярной массы Н3РО4, т.е. z  3, a. Соответственно:

.

В реакциях обмена, где непосредственно не участвуют протоны, эквиваленты могут быть определены косвенным путем, введением вспомогательных реакций, анализ результатов которых позволяет вывести правило, что z для всех реакций равен суммарному заряду обменивающихся ионов в молекуле вещества, участвующего в конкретной химической реакции.

Примеры:

1. AlCl3 + 3AgNO3 = Al(NO3)3 + 3AgCl.

Для AlCl3 обменивается 1 ион Al3+ с зарядом +3, следовательно, z = 13 = 3. Таким образом:



Можно также сказать, что обмениваются 3 иона хлора с зарядом 1. Тогда z = 31 = 3 и

Для AgNO3z = 11 = 1 (обменивается 1 ион Ag+ с зарядом +1 или обменивается 1 ион NO3 с зарядом 1).

2. Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3.

Для Al2(SO4)3z = 23 = 6 (обменивается 2 иона Al3+ с зарядом +3 или 3 иона SO42 с зарядом 2). Следовательно,



Итак, запись С(H2SO4) = 0,02 моль/л означает, что имеется раствор, в 1 л которого содержится 0,02 моль эквивалента H2SO4, а молярная масса эквивалента H2SO4 составляет при этом молярной массы H2SO4, т. е. 1 л раствора содержит H2SO4.

При факторе эквивалентности молярная концентрация эквивалента равна молярной концентрации раствора.

4. Титр Т(x) – это отношение массы вещества к объему раствора (в мл):



(4)

5. Моляльная концентрация (моляльность) b(х) – это отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе m растворителя:



(5)

6. Мольная доля N(x) – это отношение количества вещества данного компонента,содержащегося всистеме, к общему количеству веществ системы:



(6)

Выражается в долях единицы или в %.

7. Коэффициентом растворимости вещества Р(x) называют максимальную массу вещества, выраженную в г, которая может раствориться в 100 г растворителя.

Связь между различными способами

выражения концентрации растворов














БЛОК ИНФОРМАЦИИ
Теория Электролитической диссоциации

Хорошо известно, что растворы могут приобретать некоторые качества, которые не наблюдаются ни у одного из компонентов, взятых в индивидуальном виде. Так, водный раствор NaCl хорошо проводит электрический ток, тогда как ни чистая вода, ни сухая соль электропроводностью не обладают. В этой связи все растворенные вещества принято делить на два типа:

1) вещества, растворы которых обладают электропроводностью, называют электролитами;

2) вещества, растворы которых не обладают электропро-водностью, называют неэлектролитами.

К неэлектролитам относятся оксиды, газы, большинство органи-ческих соединений (углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны и др.).

К электролитам относится большинство неорганических и некоторые органические кислоты, основания и соли.

Появление электропроводности у растворов электролитов объяснил С. Аррениус, который в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации:

Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Главной причиной электролитической диссоциации является процесс сольватации (гидратации) ионов. Вследствие сольватации затрудняется обратный процесс рекомбинации ионов, называемый также ассоциацией или моляризацией.

В этой связи можно сформулировать некоторые положения:

1) диссоциации подвергаются вещества с ионным или близким к ионному типом химической связи;

2) процесс диссоциации сильнее протекает в полярном раство-рителе и слабее (если вообще возможен) в неполярном растворителе;

3) процесс диссоциации идет тем сильнее, чем выше диэлектри-ческая проницаемость растворителя.

В общем виде процесс электролитической диссоциации в воде можно представить следующим образом:

KtnAnm (xy)H2O ⇄ n[Kt(H2O)x]m+ m[An(H2O)y]n,

где Ktm+ – положительно заряженный ион (катион);

Ann – отрицательно заряженный ион (анион).

Величины x и y, отражающие количество молекул воды в гидрат-ных оболочках, варьируются в широких пределах в зависимости от природы и концентрации ионов, температуры, давления и т.д. В этой связи удобнее пользоваться упрощенными уравнениями электроли-тической диссоциации, т.е. без учета гидратации:

NaCl Na+Cl;

CuSO4 Cu2+ SO42;

K3PO4 3K+PO43.

Тем не менее, следует иметь в виду, что при диссоциации кислот в водных растворах образуются не свободные ионы H+, а достаточно устойчивые ионы гидроксонияH3O+, поэтому уравнение диссоциации кислоты (например, HCl) должно выглядеть так:

HClH2OH3O+Cl.

Однако в химической литературе чаще встречается форма записи, отражающая только процесс распада электролита без учета эффекта гидратации. В дальнейшем мы также будем пользоваться упрощенной терминологией.

Сильные и слабые электролиты

Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации.

Степенью диссоциации  называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n), к общему количеству электролита (n0):



(1)

Величина  выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.

Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные (> 30%), средние (3% << 30%) и слабые (< 3%).

К сильным электролитам относят:

1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 и ряд других);

2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;

3) почти все растворимые соли.

Принято считать, что эти соединения диссоциируют полностью, т.е. на 100%.

К электролитам средней силы относят Mg(OH)2, H3PO4, HCOOH, H2SO3, HF и некоторые другие.

Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неорганические кислоты (HCN, H2S, H2CO3 и др.) и основания (NH3∙H2O).

Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электролитом, а второе неэлектролит.

1. Теория растворов слабых электролитов.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:

KtnAnm⇄nKtm+mAnn

и характеризуется константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации:



(2)

Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Слабые одноосновные кислоты типа HAдиссоциируют по общему уравнению:

HA⇄H+A.

Константа диссоциации равна:



Здесь индекс a (acidum) указывает на кислотный тип диссоциации.

Например, для слабой кислоты HNO2 можно записать:

HNO2⇄ H+ NO2,



Аналогичным образом записывают константы диссоциации оснований:

NH3H2O ⇄ NH4+ OH.



Индекс b (basicum) обозначает основный тип диссоциации.

Диссоциация многоосновных кислот (многокислотныхосно-ваний) происходит в несколько ступеней, каждая из которых характеризуется своей константой.

Например, для фосфорной кислоты имеем:

H3PO4⇄ H+ + H2PO4,



H2PO4⇄ H+ + HPO42,



HPO42–⇄ H+ + PO43,



Видно, что . Данное неравенство соблюдается для всех без исключения случаев ступенчатой диссоциации. Последовательное снижение величин констант диссоциации легко объяснимо: с увеличением отрицательного заряда иона отщепление каждого последующего протона становится все более энергоемким.

Суммарная константа диссоциации определяется соотношением:



Несложно видеть, что суммарная константа диссоциации равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней:



На практике вместо величин и часто используют значения и , которые рассчитываются следующим образом:





На основании значений и можно сделать заключение о сравнительной силе кислоты или основания:

чем больше значение  (), тем сильнее кислота (основание);

чем меньше значение  (), тем сильнее кислота (основание).

Величины констант диссоциации для некоторых слабых электролитов представлены в таблице 1.

Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электро-литов при 298 К.

Соединение













CH3COOH

1,8105



4,74



HCN

4,91010



9,30



H2S

8,9108

1,31013

7,05

12,9
















NH3H2O

1,8105



4,74



Pb(OH)2

9,6104

3,0108

3,0

7,5

Таким образом, при постоянной температуре сравнительную силу слабых электролитов определяют две величины: степень диссо-циации и константа диссоциации . Эти величины являются взаимосвязанными.

Действительно, для бинарного электролита, диссоциирующего по уравнению:

KtAn⇄Kt+An

можно записать:



Представив





где С0(KtAn) – общая концентрация электролита, получим:



(3)

Данное соотношение выражает закон разведения Оствальда.

Для слабых электролитов << 1, поэтому можно записать:



или:

.

(4)

Таким образом, закон Оствальда можно сформулировать следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

2. Теория растворов сильных электролитов.

Сильные электролиты в растворах полностью диссоциированы на ионы. Это достоверно установлено рядом физико-химических иссле-дований. Однако, в ходе некоторых экспериментов было отмечено, что величины электропроводности, значения изотонических коэф-фициентов и другие параметры оказывались несколько заниженными по сравнению с теоретически рассчитанными для условий 100%-й диссоциации.

Кажущееся противоречие объясняется в теории Дебая-Хюккеля. В основу данной теории был положен очевидный факт, что в концентрированных растворах сильных электролитов, вследствие их полной диссоциации, содержится значительно большее количество ионов по сравнению с растворами слабых электролитов. Это приводит к тому, что в растворах сильных электролитов наблюдается межионное взаимодействие, в результате которого вокруг каждого иона концентрируются ионы противоположного знака, образуя так называемую «ионную атмосферу». Как следствие, в растворах сильных электролитов реализуется ситуация, когда число кинетически самостоятельных ионов, участвующих в различных физико-химических процессах, несколько занижено по сравнению с общим числом ионов, образующихся при 100%-й диссоциации электролита. Таким образом, экспериментально определяемая степень диссоциации оказывается меньше 100% и потому она назы-ваетсякажущейся степенью диссоциации K.

В этой связи было введено понятие активности ионов, которое отражает количество ионов, не занятых в межионныхвзаимо-действиях.

Активность иона а(X) связана с его концентрацией следующим соотношением:

,

(5)

где а(X) – активность иона X, моль/л;

С(X) – молярная концентрация иона X, моль/л;

f(X) – коэффициент активности иона X.

Коэффициент активностиf(X) показывает степень отклонения раствора с концентрацией С(X) от поведения раствора при беско-нечном разбавлении.

В растворах сильных электролитов коэффициенты активности определяют при помощи предельного закона Дебая-Хюккеля:



(6)

где 0,5 – множитель, учитывающий влияние температуры;

f(X) – коэффициент активности иона X;

Z(X) – заряд иона X;

I – ионная сила раствора.

Ионная сила раствора представляет собой полусумму произведений концентраций всех ионов раствора и квадратов их зарядов:



(7)

В бесконечно разбавленных растворах сильных электролитов концентрации ионов составляют величины, близкие к нулю, следовательно,       0 и f(X)       1. В таких растворах а(X) C(X).

С увеличением концентрации раствора значения коэффициента активности снижаются и в этом случае а(X)
Следует отметить, что с помощью теории Дебая-Хюккеля удалось определить константы диссоциации сильных кислот. Действительно, считая величину < 1, диссоциацию сильной кислоты HA можно представить как неполную:

HA⇄H+A,

а константу диссоциации выразить через активности ионов:



Величины констант диссоциации некоторых сильных кислот представлены в таблице 2. Приведенные значения позволяют дать сравнительную оценку силы этих кислот.

Таблица 2. Константы диссоциации некоторых сильных кислот при 298 К.

кислота



кислота



HNO3

43,6

HCl

107

HMnO4

200

HBr

109

H2SO4

= 103

HI

1011

Кислоты и основания

Несмотря на то, что понятия «кислота» и «основание» широко используются для описания химических процессов, единого подхода к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам или основаниям нет. Существующие в настоящее время теории (ионная теория С.Аррениуса, протолитическая теория И. Бренстеда и Т.Лоури и электронная теория Г.Льюиса) имеют определенные ограничения и, таким образом, применимы лишь в частных случаях. Остановимся подробнее на каждой из этих теорий.

1. Теория Аррениуса.

В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:

Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н+;

Основаниемявляется электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионовОН;

Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионовН+, так и ионов ОН.

Например:


кислота
НА ⇄ Н+ А


основание
МеОН⇄Ме+ ОН


амфолит
nH+MeOnn⇄Ме(ОН)n⇄Меn+nОН

В соответствии с ионной теорией кислотами могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы, например:

HF ⇄ H+ F

H2PO4⇄ H+ HPO42

NH4+⇄H+NH3

Аналогичные примеры можно привести и для оснований:

КОН К+ ОН

[Al(OH)4]⇄Al(OH)3 ОН

[Fe(OH)]+⇄Fe2+ ОН

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

В целом, кислотно-основное взаимодействие в растворе сводится к реакции нейтрализации:

H+ ОНH2O

Однако, ряд экспериментальных данных показывает ограниченность ионной теории. Так, аммиак, органические амины, оксиды металлов типа Na2O, СаО, анионы слабых кислот и т.д. в отсутствии воды проявляют свойства типичных оснований, хотя не имеют в своем составе гидроксид-ионов.

С другой стороны, многие оксиды (SO2, SO3, Р2О5 и т.д.), галогениды, галогенангидриды кислот, не имея в своем составе ионов водорода, даже в отсутствии воды проявляют кислотные свойства, т.е. нейтрализуют основания.

Кроме того, поведение электролита в водном растворе и в неводной среде может быть противоположным.

Так, CH3COOH в воде является слабой кислотой:

CH3COOH⇄CH3COOH+,

а в жидком фтороводороде проявляет свойства основания:

HF + CH3COOH⇄CH3COOH2+F

Исследования подобных типов реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.

2. Теория Бренстеда и Лоури.

Дальнейшим развитием теории кислот и оснований явилась предложенная И. Бренстедом и Т. Лоурипротолитическая (протонная) теория. В соответствии с этой теорией:

Кислотой называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны отдавать протон, т.е. быть донором протона;

Основанием называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны присоединять протон, т.е. быть акцептором протона;

Таким образом, понятие основания значительно расширяется, что подтверждается следующими реакциями:

ОН Н+ Н2О

NH3H+NH4+

H2NNH3+H+H3N+NH3+

По теории И. Бренстеда и Т. Лоури кислота и основание составляют сопряженную пару и связаны равновесием:

КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН  ОСНОВАНИЕ

Поскольку реакция переноса протона (протолитическая реакция) обратима, причем в обратном процессе тоже передается протон, то продукты реакции являются друг по отношению к другу кислотой и основанием. Это можно записать в виде равновесного процесса:

НА + В ⇄ ВН+ А,

где НА – кислота, В – основание, ВН+ – кислота, сопряженная с основанием В, А – основание, сопряженное с кислотой НА.

Примеры.

1) в реакции:

HClOH⇄ClH2O,

HCl и H2O – кислоты, Cl и OH – соответствующие сопряженные с ними основания;

2) в реакции:

HSO4H2O⇄SO42H3O+,

HSO4 и H3O+ – кислоты, SO42 и H2O – основания;

3) в реакции:

NH4+NH2⇄ 2NH3,

NH4+ – кислота, NH2 – основание, а NH3 выступает в роли как кислоты (одна молекула), так и основания (другая молекула), т.е. демонстрирует признаки амфотерности – способности проявлять свойства кислоты и основания.

Такой способностью обладает и вода:

2О ⇄ Н3О+ ОН

Здесь одна молекула Н2О присоединяет протон (основание), образуя сопряженную кислоту – ион гидроксония Н3О+, другая отдает протон (кислота), образуя сопряженное основание ОН. Этот процесс называется автопротолизом.

Из приведенных примеров видно, что в отличие от представлений Аррениуса, в теории Бренстеда и Лоури реакции кислот с основаниями не приводят к взаимной нейтрализации, а сопровождаются образованием новых кислот и оснований.

Необходимо также отметить, что протолитическая теория рассматривает понятия «кислота» и «основание» не как свойство, но как функцию, которую выполняет рассматриваемое соединение в протолитической реакции. Одно и то же соединение может в одних условиях реагировать как кислота, в других – как основание. Так, в водном растворе СН3СООН проявляет свойства кислоты, а в 100%-й H2SO4 – основания.

Однако, несмотря на свои достоинства, протолитическая теория, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, не содержащим атомов водорода, но, в тоже время, проявляющим функцию кислоты: галогенидам бора, алюминия, кремния, олова.

3. Теория Льюиса.

Иным подходом к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам и основаниям явилась электронная теория Льюиса. В рамках электронной теории:

кислотой называют частицу (молекулу или ион), способную присоединять электронную пару (акцептор электронов);

основанием называют частицу (молекулу или ион), способную отдавать электронную пару (донор электронов).

Согласно представлениям Льюиса, кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи. В результате присоединения пары электронов у атома с электронным дефицитом возникает завершенная электронная конфигурация  октет электронов. Например:



Аналогичным образом можно представить и реакцию между нейтральными молекулами:



Реакция нейтрализации в терминах теории Льюиса рассматривается как присоединение электронной пары гидроксид-иона к иону водорода, предоставляющему для размещения этой пары свободную орбиталь:



Таким образом, сам протон, легко присоединяющий электронную пару, с точки зрения теории Льюиса, выполняет функцию кислоты. В этой связи, кислоты по Бренстеду могут рассматриваться как продукты реакции между льюисовскими кислотами и основаниями. Так, HCl является продуктом нейтрализации кислоты H+ основанием Cl, а ион H3O+ образуется в результате нейтрализации кислоты H+ основанием H2O.

Реакции между кислотами и основаниями Льюиса также иллюстрируют следующие примеры:

Кислота

Основание

Кислотно-основный комплекс

SO2

H2O

H2SO3

Al(OH)3

OH

[Al(OH)4]

Zn(OH)2

2OH

[Zn(OH)4]2

Ag+

2CN

[Ag(CN)2]

К основаниям Льюиса также относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие органические соединения типа R2CO, (где R органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Очевидно, что в теории Льюиса понятие «кислота» включает в себя более широкий круг химических соединений. Это объясняется тем, что по Льюису отнесение вещества к классу кислот обусловлено исключительно строением его молекулы, определяющим электронно-акцепторные свойства, и не обязательно связано с наличием атомов водорода. Льюисовские кислоты, не содержащие атомов водорода, называют апротонными.
перейти в каталог файлов

Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей

Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей