Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Эволюция представлений о кислотно-основных взаимодействиях




Читайте также:
  1. БОЛЬШОЙ ВЗРЫВ, ЧЕРНЫЕ ДЫРЫ И ЭВОЛЮЦИЯ ВСЕЛЕННОЙ
  2. Верхние и нижние границы представлений об элитарности
  3. Геология, палеонтология и эволюция
  4. Доказательства эволюции. Микроэволюция. Макроэволюция
  5. Зарождение и эволюция городов
  6. Земные Перемены и личная эволюция
  7. Культурная эволюция
  8. Лирический герой поэзии А. А. Блока, его эволюция
  9. М.Е. Салтыков-Щедрин (1826-1889): эволюция творчества.
  10. Назначение разрешений при помощи представлений и хранимых процедур

Представления о кислотно-основных взаимодействиях относятся к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось.

Представления о природе кислот и оснований начали формироваться в конце XVIII в. В работах А. Лавуазье кислотные свойства связывались с наличием в составе вещества атомов кислорода. Известные тогда минеральные и органические кислоты, действительно, содержали кислород. Этагипотеза быстро показала свою несостоятельность, когда благодаря работам Г. Дэви и Ж. Гей-Люссака стал известен целый ряд кислот, не содержащих кислорода (например, галогеноводороды, синильные кислоты), в то время, как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств.

С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлам с выделением водорода (Ю. Либих, 1839). Примерно в это же время Й. Берцелиус выдвинул идею, объясняющую кислотно-основные свойства веществ их электрической «дуалистической» природой. Так, к кислотам он относил электроотрицательные оксиды неметаллов и некоторых металлов (например, хрома, марганца и др.), а электроположительные оксиды металлов считал основаниями. Таким образом, кислотность или основность Берцелиусом рассматривается как функциональное, а не абсолютное свойство соединения. Берцелиус впервые сделал попытку количественной оценки и предсказания силы кислот и оснований[1].

C появлением теории электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887) возникла возможность описания кислотно-основных свойств исходя из продуктов ионизации электролита. Благодаря работам В. Оствальда теория получила развитие для слабых электролитов.

В начале XX в. американские химики Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краус создали теорию сольвосистем, распространившую положения теории Аррениуса-Освальда на все растворители, способные к автоионизации: 2S S1+ + S2-. Тогда вещество, отщепляющее при растворении в данном растворителе тот же катион, который образуется при автоионизации растворителя (S1+), будет кислотой; соответственно, вещество, отщепляющее тот же анион, который образуется при автоионизации растворителя (S2-), будет основанием. Теория позволила распространить закономерности кислотно-основного равновесия на весьма большое число растворителей. Подобно тому как в воде реакция нейтрализации ведет к образованию соли и воды, в растворителе S при взаимодействии кислот и оснований в данной сольвосистеме должны образовываться молекулы соли и растворителя S.



В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Й. Брёнстеда и Г. Льюиса. Имеются вполне успешные попытки создать обобщенные теории (М. Усанович, 1939), но они не находят широкого применения[2].

Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда

Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты — это вещества, образующие в водном растворе гидратированные катионы водорода Н+(ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка; основания в водном растворе диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН. В общем случае, кислотно-основное взаимодействие сводится к нейтрализации с образованием соли и воды.

Теория Аррениуса-Оствальда вполне удовлетворительно описывала свойства водных растворов кислот и оснований, гидролиз солей. На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя. Вместе с тем, её весьма затруднительно использовать для неводных сред. Теория не позволяет объяснить наличие основных свойстваммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп.



Протонная теория Брёнстеда-Лоури

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лоури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А В + Н+ (А - кислота, В - основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH.



Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода – протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот. Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты,галогены. Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

AlCl3 + Cl → AlCl4

BF3 + F → BF4

PCl5 + Cl → PCl6.

Общая теория Усановича

Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована М. Усановичем в 1939 году. В основе теории лежит представление о том, что всякое кислотно-основное взаимодействие — это реакция солеобразования. Согласно этой теории «кислота — это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание — частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы» (формулировка 1964 г.). В отличие от Льюиса Усанович в основе понятий «кислота» и «основание» использует знак заряда частицы, а не строение электронной оболочки.

По Усановичу в реакции гидролиза SO3 + 2H2O H3O+ + HSO4- — вода, отдавая анион O2-, является основанием, а триоксид серы, присоединяя этот анион — кислотой, аналогично в реакции: SnCl4 + 2KCl K2SnCl6 — тетрахлорид олова, присоединяющий анионы хлора, выступает в роли кислоты. Таким образом, данная формулировка кислот и оснований позволяет отнести к кислотно-основным взаимодействиям и все окислительно-восстановительные реакции.

Теория Усановича фактически отменяет один из основополагающих принципов классической химии — представления о классах кислот и оснований: «кислоты и основания — это не классы со­единений; кислотность и основность — это функции вещества. Будет ли веще­ство кислотой или основанием, зави­сит от партнера»[3].

К недостаткам теории Усановича относят её слишком общий характер и недостаточно чёткую определённость формулировки понятий «кислота» и «основание». К недостаткам относят также то обстоятельство, что она не описывает неионогенные кислотно-основные превращения. И, наконец, она не позволяет делать количественные предсказания[4].

 

Уравнение Нернста

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, истандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.


Дата добавления: 2015-09-13; просмотров: 8; Нарушение авторских прав







lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2021 год. (0.009 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты