Geum.ru

Учебное пособие для модульно-рейтинговой технологии обучения Бийск

Вид материалаУчебное пособие
Электронная теория Льюиса
2.8.5 Кислотно-основные свойства соединений
Подобный материал:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   13

Протонная теория Брёнстеда − Лаури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотой называется вещество, способное быть донором протонов, а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон:


.

По определению, HАn – кислота, An- – основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание:

.

основание кислота

Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар кислот и оснований. Например, в реакции



кислота 1 основание 2 основание 1 кислота 2

сопряженными парами будут HNO3 / NO и NH4+ / NH3.

Другой пример:

CH3COOH + NH3 ↔ CH3COO- + NH4+.

кислота основание сопряженное сопряженная

основание кислота

Кислоты и основания как вещества, теряющие и приобретающие протоны, называются протолитами. Передача протона от кислоты к основанию именуется протолизом, а химическая реакция между ними – протолитической реакцией.

В протолитических реакциях все вещества, будь то реагенты или продукты, проявляют кислотные или основные свойства. Протонная теория рассматривает каждое вещество в конкретной ситуации, исходя из выполняемой этим веществом химической функции (донора или акцептора протонов).

Протонодонорная и протоноакцепторная способность веществ (их кислотность и основность) определяется сродством к протону, т.е. тепловым эффектом реакции присоединения протона:

NH3(г) + H+(г) ↔NH4+(г) , Q = 868 кДж;

H2O(г) + H+(г) ↔H3O+(г) , Q = 689 кДж.


Здесь NH3 – более сильный акцептор протона и более сильное основание, чем H2O, а NH4+, наоборот, более слабый донор протона и более слабая кислота, чем H3O+. В ряду жидких веществ:


NH3, H2O, C2H5OH, HCN, H2S, CH3COOH, HNO3, H2SO4, HF, HClO4


сродство к протону убывает от NH3 к HClO4.

Встречаются протолиты либо с однозначной функцией (кислоты, основания), либо с двойственной функцией (амфолиты). Амфолитом называют электролит, способный как отдавать, так и принимать протоны. Например, взаимодействие двух амфолитов:


H2O(г) + HF(г) ↔OH-(г) + H2F +(г),

кислота + основание ↔ основание + кислота


H2O(г) + HF(г) ↔H3O+(г) + F-(г).

основание + кислота ↔ кислота + основание


Многие гидроанионы, например HCO3-, являются в водном растворе амфолитами:

HCO3- + H2O ↔CO32- + H3O+ ,

HCO3- + H2O ↔H2CO3 + OH-.

.

Амфолитами по отношению к воде являются также амфотерные гидроксиды, такие как Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и другие. В водном растворе они гидратируются − образуют гидроксоаквакомплексы типа [Zn(H2O)2(OH)2] и [Al(H2O)3(OH)3].


2.8.4 Электронная теория Льюиса


В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества. В 1923 г. американский физик-химик Г. Н. Льюис сформулировал одну из основных современных теорий кислот и оснований – электронную.

Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару:

.

При взаимодействии донора электронной пары NF3 (основание) и акцептора электронной пары BF3 (кислота) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной связи. Ни кислота, ни основание протонов не содержат.

Например, в реакции:

AlF3 + :NH3= F3Al:NH3 .

Алюминий помещает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь. Интересен пример из органической химии, демонстрирующий механизм действия кислоты Льюиса (AlBr3) в реакции бензола с бромом. Поляризующая способность молекулы бензола по отношению к брому оказывается недостаточной для успешного протекания реакции. На помощь и приходит молекула бромида алюминия, которая по отношению к брому обладает более сильной поляризующей способностью:

AlBr3 + Br2 = Br+[AlBr4-] .

В данном примере неподеленная пара одного из атомов брома помещается на вакантную электронную орбиталь атома алюминия в бромиде алюминия.

Электронная теория Льюиса расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.

Известны следующие типы кислот и оснований Льюиса:

а) протон и катионы металлов. Сила этих кислот возрастает с увеличением заряда и электроотрицательности металла; следовательно, если металл имеет несколько состояний окисления, самой сильной кислотой будет катион с наиболее высокой степенью окисления (Sb5+ , Sn4+, Fe3+);

б) наиболее распространенными кислотами Льюиса являются молекулы, центральный атом которых имеет одну, две или несколько вакантных орбиталей, например, соединения элементов второй и третьей групп периодической системы (BX3, AlX3, BeX2, ZnX2);

в) ненасыщенные соединения. Молекулы с двойными, тройными связями реагируют с кислотами Льюиса как основания.

Считают, что наиболее сильной из известных кислот Льюиса является SbF5.


2.8.5 Кислотно-основные свойства соединений


В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:

.

Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.

,

.

В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:

.

Сила же некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

.

Для многоосновных кислот способность к депротонизации уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:

.