Підготовка до ЗНО з хімії

Теорія електролітичної дисоціації зробила вагомий внесок у розвиток уявлень про кислоти та основи. Однак, сьогодні назріла потреба розширити уявлення про кислоти та основи для пояснення фактів, які не вкладаються у рамки раніше розглянутої теорії. Вона не пояснює реакцій між кислотами та основами, які не дисоціюють на іони. Зокрема, газоподібний безводний хлороводень HCl реагує з твердими лугами (NaOH, KOH). Відомі речовини, які не маючи ОН-груп, виявляють властивості основ:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Вивчення цих реакцій та процесів у неводних розчинах призвело до створення загальних теорій кислот та основ.

У 1926 р. І. Бренстед (Данія) і Т. Лоурі (Великобританія) запропонували протолітичну (протонну) теорію кислот та основ.

Згідно з цією теорією, кислота – речовина або частинка, здатна віддавати катіон Н⁺ (протон) – донор, а основа – речовина або частинка, здатна приєднати протон – акцептор:

В     +	Н+	↔     А
основа	протон	кислота
HSO4–  +	Н+	↔  H2SO4

Пов’язані цим співвідношенням кислоту та основу називають кон’югованими. Кислоти та основи у загальному називають протоліти.

Якщо в розчині наявні кислота та основа, що не є кон’югованими, то відбуваються процеси:

А₁ ↔ Н⁺ + В₁,

В₂ + Н⁺ ↔ А₂.

Або сумарно А₁ + В₂ ↔ В₁ + А₂.

З позиції протолітичної теорії кислот та основ розглянемо взаємодію сухого амоніаку NH₃ з безводним гідроген хлоридом HCl:

HCl ↔ Н+ + Cl– А1 ↔ Н+ + В1 NH3 + H+ ↔ NH4+ В2 + Н+ ↔ А2

HCl + NH3 ↔ NH4+ + Cl–

Деякі речовини, залежно від умов можуть виявляти властивості кислоти або основи (бути амфотерними):

HS– + NH3 ↔ NН4+ + S2– А1 + В2 ↔ А2 + В1

HS– + HF ↔ Н2S + F– А1 + В2 ↔ А2 + В1

Як поведе себе речовина – як кислота чи як основа – визначається енергією зв’язку з протоном. У ряду NH₃ – H₂O – HF вона максимальна у амоніаку NH₃, мінімальна для гідроген фториду HF а у води Н₂О має проміжне значення. Тому в сумішах з NH₃, Н₂О поводить себе як кислота, а з HF – як основа:

NH₃ + Н₂О ↔ NH₄⁺ + OH^–

HF + Н₂О ↔ H₃O⁺ + F^–

Загальніше визначення кислот та основ запропонував Г. Льюїс (США), припустивши, що кислотно-основні властивості не обов’язково супроводжуються переносом протона. Згідно з його уявленнями, кислота – (кислота Льюїса) – частинка-акцептор електронної пари, а основа (основа Льюїса) – частинка-донор електронної пари. У результаті їх взаємодії утворюються солі:

:Cl–   +	PCl5	=    [PCl6]–
основа	кислота	сіль

Порівняння деяких теорій кислот та основ наведено у табл. 12.7.

Таблиця 12.7

Розвиток уявлень про кислоти та основи