Протолитическая теория бренстеда лоури кратко

Обновлено: 30.06.2024

Кислоты – молекулы или ионы, способные в данной реакции отдавать катион водорода
Кислота – донор протонов
Основания – молекулы или ионы, способные в данной реакции присоединять протоны (акцепторы протонов)

Основания – акцепторы протонов.

С каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протоны.

Каждой кислоте соответствует свое основание и каждому основанию - своя кислота. Эту пару сопряженных веществ называют кислотно-основной или протолитической парой. Каждый отдельный компонент этой пары называется протолитом. Кислота и основание одной протолитической пары называются сопряженными протолитами (сопряженными кислотой и основанием).

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание.

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на 3 типа:

1) Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.:

нейтр. к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание

2) Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , H₃O + :

3) Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO₄ - , H₂PO₄ - , HPO₄ 2- и др.

анионная к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание

Подобного рода классификация имеется и для оснований:

1) Нейтральные основания, например NH₃, H₂O, C₂H₅OH и др.

2) Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например Cl - , CH₃COO - , OH - :

3) Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например H₂N-NH₃ +

Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды,

константа равновесия имеет вид

К_a =

[H₃O + ][CH₃COO – ]/ [CH₃COOH]

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

Аналогично для протолиза слабого основания

существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

К_b =

[NH₄ + ][OH – ]/ [NH₃ · HOH]

Величины К_а и К_b для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.

Амфолиты.

Амфолиты — амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных ионов Н + , и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН - .

К амфолитам относятся биологически важные вещества: аминокислоты , пептиды , белки и др. Кислотные свойства этих веществ обусловлены наличием в них карбоксильных групп СООН, а основные свойства — содержанием аминогрупп NH₂. К амфолитам также относится вода.

Теория Льюиса.

Кислоты Льюиса – это молекулы или ионы, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они могут акцептировать электронную пару. (пример – протон водорода, катионы металлов, оксиды некоторых неметаллов (SO₃, SiO2), ряд солей (AlCl₃ и др.))

Основания Льюиса – это молекулы и ионы, имеющие пару электронов, являющиеся донорами электронных пар. Примеры: все анионы, аммиак, вода, спирты, галогены и др.

Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.

Принцип жестких и мягких кислот (ЖМКО).

Основан на теории Льюиса.

Жёсткие кислоты – это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, значительным положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.

Примеры: протоны водорода, катиона лития, магния, калия, натрия, алюминия, хрома. Молекулы BF₃, AlCl₃ и др.

Жёсткие основания – донорные частицы с высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью. Соединения прочно удерживают электроны.

Примеры: гидроксид-ион, фторид-ион, хлорид-ион, нитрат-ион, NH₃, R-NH₂, H₂O, спирты, эфиры.

Мягкие кислоты – кислоты Льюиса, содержащие акцепторные атомы с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.

Примеры: Катионы серебра, меди (I), ртути, I + , Br +

Мягкие основания – основания Льюиса, содержащие донорные частицы с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.

Слабо удерживают валентные электроны.

Примеры: I - , H - , C₆H₆, алкены

Суть принципа ЖМКО: жёсткие кислоты реагируют с жёсткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями.

Билет 18. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель (pH) как количественная мера активной кислотности и основности. Определение активной концентрации ионов водорода.

Автопротолиз воды.

Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.

Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет её автопротолиз

Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию) описывается уравнением:

Справочная таблица содержит основные теории кислот и оснований, такие как электролитической диссоциации Аррениуса, протолитическая теория Бренстеда и Лоури и другие, их краткое содержание и примеры.

Электролитической диссоциации Аррениуса

Кислоты — это соединения, которые при диссоциации в воде образуют из катионов только ионы Н + .

Основания — это соединения, которые при диссоциации в воде образуют из анионов только ионы ОН - .

Протолитическая теория Бренстеда и Лоури

Кислоты — это соединения, отдающие в данной реакция протоны.

Основания — это вещества, принимающие протоны в данной реакции.

НСl (к-та) + NH₃ (основ.) ⇄ NH + ₄ (к-та) + Cl - (основ.)

Кислоты — это соединения, образующие при диссоциации те же катионы, что образуются при диссоциации растворителя.

Основания — вещества, дающие при диссоциации те же анионы, что образуются при диссоциации растворителя.

2NH₃ (жидкий) ⇄ NH + ₄ + NH - ₂ (реакция в среде жидкого аммиака)

NH₄Cl (к-та) + NaNH₂ (основ.) → 2NH₃ + NaCl (реакция в среде жидкого аммиака)

Кислоты — ионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько электронных пар.

Основания — это ионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары.

_______________

Источник информации:Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

теории кислот и оснований Они исходят из концепции, данной Антуаном Лавуазье в 1776 году, который имел ограниченные знания о сильных кислотах, в том числе азотной и серной. Лавуазье утверждал, что кислотность вещества зависит от того, сколько кислорода в нем содержится, поскольку оно не знает фактического состава галогеноводородов и других сильных кислот..

Эта теория была принята как истинное определение кислоты в течение нескольких десятилетий, даже когда такие ученые, как Берцелиус и фон Либиг, внесли изменения и предложили другие видения, но до прибытия Аррениуса она не стала более ясно видеть, как работают кислоты и основания.

Вслед за Аррениусом физики Бренстед и Лоури независимо разработали свою собственную теорию, пока Льюис не предложил улучшенную и более точную версию ее..

Этот набор теорий используется по сей день, и, как говорят, те, которые помогли сформировать современную химическую термодинамику.

1 теория Аррениуса
2 Теория Бренстеда и Лоури
3 Теория Льюиса
4 Ссылки

Теория Аррениуса

Теория Аррениуса - это первое современное определение кислот и оснований, предложенное одноименным физико-химиком в 1884 году. Оно утверждает, что вещество идентифицируется как кислота, когда оно образует ионы водорода при растворении в воде..

То есть кислота увеличивает концентрацию ионов H + в водных растворах. Это можно продемонстрировать на примере диссоциации соляной кислоты (HCl) в воде:

HCl (ac) → H + (ac) + Cl - (Aq)

Согласно Аррениусу, основания - это те вещества, которые выделяют гидроксид-ионы при диссоциации в воде; то есть увеличивает концентрацию ионов ОН - в водных растворах. Примером основания Аррениуса является растворение гидроксида натрия в воде:

NaOH (ac) → Na + (ac) + OH - (Aq)

Теория также утверждает, что, как таковые, нет ионов H + , но эта номенклатура используется для обозначения иона гидрония (H₃О + ) и что это упоминалось как ион водорода.

Понятия щелочности и кислотности были объяснены только как концентрации гидроксида и ионов водорода, соответственно, а другие типы кислоты и основания (их слабые версии) не были объяснены..

Теория Бренстеда и Лоури

Эта теория была разработана независимо двумя физико-химическими веществами в 1923 году, первый в Дании и второй в Англии. У обоих было одинаковое видение: теория Аррениуса была ограничена (поскольку она полностью зависела от существования водного раствора) и неправильно определяла, что такое кислота и основание..

Поэтому химики работали над водородным ионом и утверждали: кислоты - это вещества, которые выделяют или отдают протоны, а основания - те, которые принимают эти протоны..

Они использовали пример, чтобы продемонстрировать свою теорию, которая включала реакцию в равновесии. Он утверждал, что каждая кислота имеет свое сопряженное основание, и что каждое основание также имеет свою сопряженную кислоту, например:

Как, например, в реакции:

В предыдущей реакции уксусная кислота (СН₃COOH) - кислота, потому что она отдает протон воде (H₂О), превращаясь, таким образом, в его сопряженное основание, ацетат-ион (СН₃COO - ). В свою очередь, вода является основанием, потому что она принимает протон уксусной кислоты и становится ее сопряженной кислотой, ионом гидроксония (H₃О + ).

Эта обратная реакция также является кислотно-основной реакцией, поскольку конъюгатная кислота превращается в кислоту, а конъюгатное основание превращается в основание посредством донорства и принятия протонов таким же образом..

Преимущество этой теории перед Аррениусом в том, что она не требует диссоциации кислоты для объяснения кислот и оснований..

Теория Льюиса

Физико-химический Гилберт Льюис начал изучать новое определение кислот и оснований в 1923 году, в том же году, когда Бренстед и Лоури предложили свою теорию об этих веществах..

Это предложение, которое было опубликовано в 1938 году, имело то преимущество, что требование определения водорода (или протона) в этом определении было отменено..

Вообще говоря, эта теория определяет основания как вещества, которые могут пожертвовать пару электронов, а кислоты - как вещества, которые могут получить эту пару.

Точнее, он утверждает, что основание Льюиса - это основание, которое имеет пару электронов, которое не присоединено к его ядру и может быть пожертвовано, и что кислота Льюиса является той, которая может принимать пару свободных электронов. Тем не менее, определение кислот Льюиса является слабым и зависит от других характеристик.

Примером является реакция между триметилбораном (Me₃Б) - которая действует как кислота Льюиса, потому что она способна принимать пару электронов - и аммиак (NH₃), который может пожертвовать свою безэлектронную пару.

Большим преимуществом теории Льюиса является то, как она дополняет модель окислительно-восстановительных реакций: теория предполагает, что кислоты реагируют с основаниями, чтобы разделить пару электронов, не изменяя числа окисления любого из их атомы.

Еще одно преимущество этой теории заключается в том, что она позволяет объяснить поведение таких молекул, как трифторид бора (BF).₃) и тетрафторид кремния (SiF)₄), в которых нет ионов H + ни ОН - , как того требуют предыдущие теории.

В 1923 г. Бренстед и Лоури выдвинули новую теорию кислот и оснований, основанную на представлении о переносе протона. Согласно этой теории, кислота представляет собой вещество, состоящее из молекул или ионов-доноров протонов (т. к. они отдают протоны), а основание-вещество, состоящее из молекул или ионов-акцепторов протонов (т.к. они принимают протоны).

Чтобы подробнее разобраться в этой теории, начнем наше рассмотрение со случая сильной кислоты, как, например, соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде его молекулы полностью диссоциируют, образуя ионы водорода H+ и хлорид-ионы Cl". Ионы водорода называют также протонами, поскольку каждый такой ион представляет собой просто протон. В растворе эти протоны связываются с молекулами воды, образуя ионы гидроксония H3O+. Растворение хлороводорода в воде может быть представлено с помощью уравнения

В случае слабой кислоты, как, например, уксусная кислота, молекулы кислоты лишь частично диссоциированы в водном растворе, так что в нем устанавливается равновесие

(1)

Но и в этом случае молекулы кислоты тоже донируют (передают) протоны молекулам воды.

Каждая молекула соляной кислоты и уксусной кислоты может донировать только по одному протону. Поэтому они называются однопротонными или одноосновными кислотами (последнее название объясняется тем, что каждая такая кислота имеет только одно сопряженное основание; см. ниже).

Кислота, способная донировать более одного протона, называется многопротонной или многоосновной. Например, серная кислота является двухпротонной, потому что она может донировать два протона. Ее называют также двухосновной, потому что она имеет два сопряженных основания, HSO4- и SO4-; процесс растворения серной кислоты в воде можно представить двумя уравнениями:

H2SO4(ж.) + H2O (ж.) = H3O+ (водн.) + HSO4 (водн.) или

H2SO4(ж.) + 2H2O(ж.) = 2H3O+ (водн.) + SO2." (водн.)

Сильные основания, такие, как гидроксиды щелочных металлов, полностью ионизируются в воде:

NaOH(TB.) + H2O = Na+(водн.) + ОН- (водн.)

Эти вещества являются основаниями, потому что гидроксидные ионы могут акцептировать (присоединять) ионы водорода:

ОН- (водн.) + H3O+ (водн.) = 2H2O (ж.)

Эта реакция является общей для всех реакций нейтрализации между кислотами и основаниями в водных растворах. Отметим также, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, т.е. в виде ионов гидроксония.

Рассмотрим теперь реакцию между слабым основанием аммиаком NH3 и хлоро-водородом в газовой фазе. В этой реакции происходит образование твердого хлорида аммония:

Реакция, обратная этой, называется реакцией термической диссоциации хлорида аммония. Аммиак представляет собой основание, потому что он акцептирует протон от хлороводорода. Однако следует обратить внимание на то обстоятельство, что в обсуждаемом равновесии не принимают участия ни вода, ни гидроксидные ионы. Таким образом, теория Бренстеда-Лоури охватывает и такие кислотно-основные реакции, которые осуществляются в отсутствие растворителя либо в присутствии неводного растворителя.

Если внимательнее присмотреться к каждому из обсуждавшихся выше равновесий, то обнаружится, что в равновесной смеси всегда присутствуют частицы четырех типов. Пользуясь представлениями теории Бренстеда-Лоури, нетрудно убедиться, что две из этих частиц являются кислотами, а две другие-основаниями. Например,

Эта равновесная смесь состоит из двух следующих сопряженных пар кислот и оснований:

Обратим внимание на то, что в каждой сопряженной паре кислота и основание отличаются друг от друга на один протон. Каждая кислота имеет свое сопряженное основание. Сильной кислоте всегда соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.

Читайте также: