Курс общей химии. Мингулина, Масленникова, Коровин_1990 -446с (996867), страница 38
Текст из файла (страница 38)
Теория кислот и оснований. Кислотно-основные взаимодействия широко распространены в природе и технике, поэтому давно привлекали внимание ученых; предложивших несколько теорий этих процессов. В последние годы было показано, что 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 электролигической диссоциации, применимой к водным растворам, кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н+.
Сильные кислоты (НС1, НХОа, Нт504 и др.) диссоциируют практически полностью, у слабых кислот диссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по константе диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем более диссоциирована кислота. Электролит, диссоциируюи(ий с образованием ионов ОН называют основанием. Сильные основания (13ОН, ХаОН, КОН и др.) диссоцинруют полностью, у слабых оснований диссоциирована лишь часть молекул. Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания: Н+ + мО = ПОН ~ Пт + ОН Такие электролиты называют амфотерными электролитами. Амфотерность электролитов объясняется малым различием проч- 136 ности связей [( — Н и Π— Н. Примером амфотерного электролита может быть гидроксид цинка; 2Н+ + [Хп(ОН)г[' — Еп(ОН) + 2Н О ел [Хп(Н 0)г[ве + 20Н При взаимодействии гидроксида цинка, например, с азотной кислотой образуется нитрат цинка: Хп (ОН) г + 2НХОз = Еп (ХОз) з + 2НгО при взаимодействии же с гидроксндом калия — цинкат калия: Хп(ОН)а+ 2КОН = Кг[хп(ОН)г[ К амфотерным электролитам также относятся гидроксиды алюминия А!(ОН)з, свинца РЬ[ОН)з, олова Вп(ОН)а и др.
Теория электролитической диссоциация неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимся диссоциацией на ионы. Например, аммиак, реагируя с безводным фторидом водорода, образует соль фторид аммония Ь[Нз+НГ= Ь[НзР. 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 н 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 кислоту, связанные данным соотношением, называют сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием согласно протонной теории обозначается схемой кислотаг + основаниез — кислотаз + основаниег Например, реакцию аммиака и фторида водорода можно записать уравнением НГ + МНз = )(Н2 + и кнслота~ основанаег кнслотаг основанне, В этом уравнении кислоте НГ соответствует сопряженное основание Р , а основанию Ь[Нз — сопряженная кислота МНз+. В зависимости от партнера то или нное вещество может быть или кислотой, или основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к фториду водорода — основанием: НгО + )нНз ~ ОН + (ЧН2 Нт + НгΠ— Г + ОНз кнслота основание основание ннслота Кислотно-основные свойства, согласно протонной теории, количественно характеризуются протонным сродством, или энергией, которая выделяется при присоединении протона к молекуле или иону.
Роль основания играет тот партнер, у которого протонное сродство выше. В рассмотренных примерах вода имеет более высокое значение протонного сродства, чем фторид водорода, но меньшее значение этого сродства, чем аммиак. 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: Н«+ Уй~ =Н 'РТ 1 Г Н Г Н ! ! ! ! Н вЂ” В+1Н вЂ” Н Г вЂ”  — Н вЂ” Н Н Р Н кислота основание иролуит нейтралнааиин Электронная теория охватывает более широкий круг соединений, чем протонная теория, однако с помощью ее невозможно установить силу кислот и оснований. Поэтому эти теории дополняют друг друга. В соответствии с современной теорией равновесия в растворах взаимодействие кислоты НА и основания В можно представить как совокупность нескольких последовательных стадий: НА+В «НАВ,'«НВ+А — НВ +А где э — растворитель. Процесс кислотно-основного взаимодействия может остановиться на любой стадии приведенной схемы.
В результате взаимодействия могут образоваться как молекулы НАВ или ионизи. рованный комплекс НВ+А и раствор неэлектролита, так н ионы НВР и А и раствор электролита. Т т1.4. ВОДиые РАстВОРы ВлеитРОлитОВ Вода является растворителем для многих веществ. Это обусловлено полярным характером молекул воды и способностью ее молекул образовывать химические связи с другими молекулами.
Учитывая широкое распространение водных растворов электролитов н их большую важность для науки и техники, рассмотрим эти растворы более подробно. Слабые электролиты. Константа диссоциация. В растворах слабых электролитов процесс диссоциацни протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс.
Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты сн соон= сн соо +не 158 константа равновесия Кс будет равна с С'сн,соо-0н' цсн,соон (Ч1.! О) Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации К,. Как н любая константа равновесия, константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа диссоциация обычно уменьшается.
Например, константа диссоциация уксусной кислоты при 293, 298 и 373 К соответственно равна 1,85' 10 ', 1,75 10 ~ и 1,35 10 '. В соответствии с принципом Ле Шателье подобная температурная зависимость константы диссоциации указывает на то, что процесс диссоциации является экзотермическим, т. е. суммарная теплота гидратации ионов выше энергии внутримолекулярных связей.
Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как указывает на прочность их молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяется с концентрацией раствора, необходимо выяснить связь между степенью диссоцнации электролита и концентрацией его в растворе.
Для этого рассмотрим реакцию диссоциации уксусной кислоты. Если исходную концентрацию раствора принять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрации, а, то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равно аС. Так как при диссоциацин каждая молекула распадается на один анион СНзСОО и один катион Н , то равновесная концентрация ионов СНзСОО будет совпадать с равновесной концентрацией ионов Н+ и составлять аС.
Равновесная концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С вЂ” аС) или (1 — а)С. При этом в соответствии с уравнением (Ч1.10) константа диссоциации будет (Ч1.! 1) (1 — а)с ! -а (! — а)к ' где У=1/С. Уравнение (Ч1.11) известно в теории растворов как закон Оствальда. Для растворов слабых электролитов, у которых степень диссоциации меньше единицы, уравнение (Ч1.!1) можно упростить, считая, что разность (1 — а) примерно равна единице. Тогда аж-~/к,/с =-„(к,г.
(Ч!.12) Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последую- щей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдушей (табл. Ч1.1). Сильные электролиты. Многие свойства растворов, такие, как электрическая проводимость, температура кипения и замерзания, давление насыщенного пара, зависят как от концентрации раствора, т. е. от числа растворенных в нем частиц, так и от взаимного влияния этих частиц друг на друга.
Степень взаимодействия частиц в растворе тем выше, чем больше плотность их зарядов или полярность и чем меньше среднее расстояние между ними. В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико вследствие их незначительной концентрации. Поэтому главным фактором, влияющим на перечисленные выше свойства таких растворов, является суммарная концентрация растворенных в них частиц (как ионов, так и молекул), определенная с учетом степени или константы диссоциации. В растворах сильных электролитов вследствие полной их диссоциация концентрация ионов велика. Поэтому свойства таких растворов будут сушественно зависеть от степени взаимодействия входяших в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя.
Взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов будет приводить к тому, что катионы и анионы будут испытывать взаимное притяжение, а ионы одного знака заряда будут отталкиваться друг от друга. Поэтому в растворе каждый произвольно выбранный ион будет окружен в среднем во времени преимущественно противоположно заряженными ионами, как, например, в ионных кристаллах.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
