Теорії кислот і основ

(Перенаправлено з Теорії кислот та основ)

Тео́рії кисло́т і осно́в описують взаємодію даних класів сполук з погляду їхньої будови. Існує кілька теорій кислот-основ, адекватність яких залежить від мети використання. Універсальної задовільної теорії поки що немає, здебільшого застосовують протонну та електронну.

Теорії кислот і основ
Названо на честь кислота і основа
Тема вивчення/дослідження кислота, основа і реакція нейтралізації

Історично теорії ґрунтуються на уявленнях Антуана Лавуазьє, який пов'язував особливість дії певних речовин наявністю в них кисню, назва якого і походить від грец. οξυς, oxys (гострий, кислий) і означає «той, що народжує кислоту». Після одержання Гамфрі Деві безкисневих кислот концепцію було переглянуто Єнсом Берцеліусом, Г. Деві й пізніше Юстусом фон Лібіхом і введено поняття про кислоти як такі сполуки, в яких водень можна замістити на метал. Цей підхід, 1838 року народження, і досі широко використовується на шкільному рівні.

Теорія Арреніуса ред.

Сучасна теорія кислот-основ починається з 1887 р., з робіт Сванте Арреніуса, присвячених дисоціації сполук у водних розчинах. За Арреніусом сполука, що при дисоціації утворює йон H+, є кислотою, а йон OH — основою[1]. Звідси природним чином випливає поняття про реакцію нейтралізації як сполучення йонів H+ і OH з утворенням води:

H+(aq) + OH(aq) = H2O, унаслідок якої також утворюється сіль. Пізніше цю теорію було узагальнено на неводні розчинники.

Недоліки теорії Арреніуса: ред.

1.Теорія поширюється тільки на водні розчини.

2. Поняття «основа» обмежене тільки електролітами, що містять групу ОН

Теорія розчинників ред.

Теорія розчинників (Е. Франклін, 1924) в основу кислотно-основного дуалізму ставить процес автопротолізу молекул розчинника, наприклад для води:

2H2O ⇄ H3O+ + OH.

(У випадку апротонних розчинників можна сформулювати відповідну рівновагу для будь-якої іншої обмінної зарядженої частинки, наприклад Cl у SbCl5.)

Кислотами та основами є речовини, які при дисоціації в розчині збільшують концентрацію тих самих відповідно позитивних чи негативних іонів, що утворюються при автопротолізі розчинника. Так, для рідкого аміаку (автопротоліз: 2NH3 ⇄ NH+
4
+ NH
2
) відома реакція

2 NaNH2 (основа) + Zn(NH2)2 (кислота) → Na2[Zn(NH2)4] (сіль)

А HNO3 в концентрованій сірчаній кислоті (автопротоліз: 2H2SO4 ⇄ H3SO+
4
+ HSO
4
) буде основою, оскільки генеруватиме частинки HSO
4
:

HNO3 (основа) + 2 H2SO4 → NO+
2
+ H3O+ + 2 HSO
4

Теорія Брьонстеда — Лоурі ред.

У протонній теорії Брьонстеда — Лоурі[en] (1923) кислоти та основи не пов'язані ані зі здатністю утворювати солі, ані з властивостями розчинника. Згідно з нею кожна пара частинок, які перетворюються одна в іншу при приєднанні/відщепленні протона, утворює спряжені кислоту та основу. Кислота є донором протона, основа — його акцептором. У кислотно-основній реакції беруть участь дві пари спряжених кислот та основ з різною відносною силою кислотності та основності. Наприклад, в реакції (можна вважати, що вона відбувається в безводній сульфатній кислоті):

H2SO4 + NH3 → NH+
4
+ HSO
4

зліва кислотою є H2SO4 (спряжена основа HSO
4
), а основою NH3 (спряжена кислота NH+
4
). У загальному випадку кислотно-основні реакції за Брьонстедом представляються такою схемою:

AH + B → BH+ + A,
де AH — кислота, B — основа, BH+ — кислота спряжена до B, а A — основа, спряжена до AH.

Теорія Льюїса ред.

Докладніше: Кислота Льюїса

В електронній теорії Льюїса (1923) кислотність-основність взагалі не пов'язані з наявністю протона. Головним елементом теорії є неподілена електронна пара, наявність якої є ознакою основи. Наявність же вільної молекулярної орбіталі, здатної прийняти таку пару з утворенням зв'язку за донорно-акцепторним механізмом, визначає кислоту. При такому підході кислота не обмінюється атомами з основою, а приєднується до неї. Наприклад:

NH3: + H+ = NH+
4

Такий підхід широко застосовується в координаційній хімії, де центральний атом (часто катіон) зазвичай виступає кислотою, а донорний атом ліганду — основою. Саме на теорії Льюїса ґрунтується Теорія кислот і основ Пірсона.

Також у термінах теорії Льюїса зручно описувати певні види каталізу в органічній хімії. Кислоти Льюїса мають здатність до координування до неподілених електронних пар електронегативних атомів, а основи Льюїса — до атомів із незаповненими орбіталями, або зі значними частковими позитивними зарядами, таким чином активуючи функціональну групу, що реагує. В останній час з'явився новий напрямок каталізу за допомогою фрустрованих пар Льюїса, що є сумішами кислот та основ Льюїса, чия взаємна координація ускладнена внаслідок наявності громіздких (стерично вимогливих) замісників[2].

Більш загальні теорії ред.

Електронну та протонну теорії об'єднує теорія кислот та основ, запропонована М. І. Усановичем (у 1939—1953). Згідно з нею кислота — речовина, здатна віддавати катіони або приєднувати аніони. Основа здатна віддавати аніони або приєднувати катіони. Наприклад:

CH3I (кислота) + N(CH3)3 (основа) → (CH3)4NI

Примітки ред.

  1. Як з'ясувалося пізніше, ані H+, ані OH у вигляді ізольованих часток у розчині не існують. Вони реагують з молекулами розчинника, утворюючи їх протоновані та гідроксильовані форми, для води це відповідно — H3O+ (за новими правилами — «оксоній», за старими — «гідроксоній») та H3O
    2
  2. Stephan, Douglas W. «Frustrated Lewis pairs»: a concept for new reactivity and catalysis. Org. Biomol. Chem. 2008, 6, 1535—1539. DOI:10.1039/b802575b

Джерела ред.

  • Кислоты и основания // Химическая энциклопедия : в 5 т. / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энцикл., 1990. — Т. 2 : Даффа реакция — Меди сульфат. — Стб. 777. — Библиогр. в конце ст. — ISBN 5-85270-035-5.(рос.)