Теория кислот и оснований

Для характеристики многих электролитов в водных растворах можно использовать понятия кислоты и основания, базирующиеся на первой теории электролитической диссоциации, созданной С. Аррениусом (1887): кислота — электролит, диссоциирующий в растворах с образованием водород-ионов (Н⁺); основание — электролит, диссоциирующий в растворах с образованием гидроксидионов (ОН'); ал*фолит — электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как водород-ионов [Н⁺], так и гидроксид-ионов [ОН ]. К амфолитам относятся аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Условно все электролиты можно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют и присутствуют в воде в виде ионов. Слабые электролиты характеризуются установлением равновесия между диссоциированной и недиссоциированной формами.

Согласно теории Аррениуса, свойства кислот обусловлены наличием в их химической структуре водорода, способного существовать в виде иона [Н⁺], а оснований — наличием иона [ОН ]. В дальнейшем исследования особенностей протекания реакций в неводных растворах привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Согласно протонной теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури (1923), кислотами следует считать вещества, способные отдавать ионы водорода (протоны), т. е. являющиеся донорами ионов водорода, а основаниями — соединения, принимающие протоны, т. е. представляющие собой акцепторы водорода.

Такое определение кислот и оснований позволяет включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, согласно протонной теории, карбонат-ион является основанием, так как в водном растворе он присоединяет протон, образуя гидрокарбонат-ион:

Процесс ионизации (диссоциации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет функцию либо кислоты, либо основания. Например, при растворении аммиака вода выступает в роли кислоты (отдает протон):

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, называемое сопряженным этой кислоте (сопряженное основание), а основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту.

В приведенном уравнении химической реакции Н₂0 — это кислота, а ОН" - сопряженное основание, в свою очередь, NH₃ — основание, a NH4 — сопряженная кислота.

В общем виде для каждой из этих пар (кислота — сопряженное основание, основание — сопряженная кислота) можно записать следующие уравнения:

Поскольку протон в растворах не существует в свободном состоянии, кислота может отдать протон только основанию, которое, приняв протон, становится кислотой. Поэтому, согласно протонной теории, имеет место кислотно-основное равновесие, в котором обязательно присутствуют две кислотноосновные пары.

Электронная теория кислот и оснований (теория Льюиса). Несмотря на свои достоинства, теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим свойства кислот, но не содержащим водорода. Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса, согласно которой кислотой называют вещество, принимающее электронные пары, — акцептор электронов, а вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, — донор электронов — называют основанием.

Представленные теории диссоциации (ионизации) кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, по Бренстеду, кислоты можно отнести к частному случаю льюисовских кислот, поскольку протон, характеризующийся большим сродством к электронной паре, может по Льюису рассматриваться как кислота.