Глава 1. Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса.

Введение.

Химия сегодня прочно вошла в нашу жизнь вместе с новыми материалами, продуктами, лекарствами, синтетическими волокнами, пластиками. В мире появляется все больше информации о новых веществах и теориях химии, процессах свойствах веществ. Поэтому главной задачей становится систематизация и классификация информации, знаний.

В данной работе мы рассмотрим строение оснований и те теории, что описывают их свойства, их основные физические и химические свойства, их получение и применение в быту и промышленности. Заданием реферата будет систематизировать знания и материалы по этой группе веществ, что будет способствовать развитию логического мышления, развивать умения и навыки видеть причинные связи между свойствами и областями применения веществ.

Основания – это большой класс неорганических соединений, который характеризуется схожим химическим строением и имеет схожие химические свойства. Их молекулы содержат несколько гидроксильных групп, из–за которых эти вещества и получили название гидроксидов. Изучение гидроксидов показывает, что этот класс неорганических веществ широко используется в нашей жизни, мы пользуемся ими и продуктами сделанными на их основе довольно часто, практически каждый день и даже не знаем об этом.

Глава 1. Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса.

Термин „ основание ” первоначально был отнесен к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов (Ca(OH)₂, , , , ).

Водные растворы таких оснований, как NaOH, KOH, LiOH, обладают сильно щелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочами.

Основаниями [1, ст. 40 - 41], с точки зрения теории электролитической диссоциации, называют вещества диссоциирующие в растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид – ионов .

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Примером диссоциации будут следующие уравнения:   

Некоторые из щелочей аналогично диссоциируют и при плавлении:

Названия гидроксидов составляются из слова « гидроксид » и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если это необходимо, степени окисления элемента (римскими цифрами в скобках). Например, LiOH – гидроксид лития,  - гидроксид железа ( ІІ ),  - гидроксид железа ( ІІІ ).

Но основные свойства имеют не только гидроксиды металлов, а также и некоторые другие вещества, которые к гидроксидам отнести нельзя, например, NH₃, BF₃. Кроме того многие химические процессы могут протекать не в водной среде, а в среде неводных растворителей ( бензол, пиридин ), к которым теория электролитической диссоциации не применима вообще. Кислоты и основания могут реагировать между собой, не будучи диссоциированными на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными  основаниями. Эти факты показали необходимость создания теории кислот и оснований, которая бы могла объяснить наведенные выше факты.

Доказательство того, что протон не существует в свободном состоянии, сделал необходимым пересмотр понятия « кислота », а также нужно было установить роль растворителя в растворе.

В 1923 году появились две новые теории кислот и оснований: датского физикохимика Дж. Бренстеда, дополненная английским химиком Лаури и Г. Льюиса.

Теория Бренстеда получила название протонной. Теория называется протонной потому, что главная  роль в определении понятий кислота и основание отведена в ней простейшей химической частице Н⁺ - катиону водорода в виде свободного протона.

В соответствии с протонной теорией:

Кислота – это вещество, водородсодержащие частицы которого (молекулы или ионы) способны отдавать свои протоны.

Основание – это вещество, частицы которого (молекулы, ионы) способны принимать протоны от кислот.

Таким образом, кислота – это донор протонов: , а основание – это акцептор протонов: , где НА – общая формула кислоты, В – общая формула основания.

Кислота и основание, связанные из – за обмена протоном, называются сопряженной кислотно – основной парой. Кислотные свойства некоторого вещества проявляются лишь в присутствии акцептора протонов, а основные свойства – в присутствии донора протона.  Вещества, которые могут отдавать или принимать протоны, объединяют одним понятием – протолиты. Во время взаимодействия любой кислоты с основанием, согласно Дж. Бренстеда  [ 8, ст. 51 - 55 ], будет наблюдаться протолитическая реакция, для которой характерно состояние протолитического равновесия. Это равновесие, согласно с законами термодинамики, всегда будет смещаться в сторону получения более слабых протолитов.

Протолиты, которые в одних условиях могут отдавать свои протоны, а в других – принимать протоны, называют амфолитами. Таким образом амфолиты могут одновременно быть донорами и акцепторами протонов.      

В соответствии с протонной теорией вода является по отношению к самой себе амфолитом:

что объясняет протекание автопротолиза воды: . Автопротолиз воды количественно характеризуется ионным произведением воды:  при 25°С. Значение К невелико и указывает на малую степень протекания автопротолиза воды.

Протолиты в водном растворе подвержены протолизу в различной степени. В связи с этим различают сильные и слабые протолиты (аналогично сильные и слабым окислителям и восстановителям в водном растворе).

Сильные протолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в большей степени.

Слабые протолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в малой степени.

Установление абсолютной силы протолитов по их сродству к протону в принципе возможно, однако практически трудно осуществимо и требует сложной измерительной техники. Практически достаточно знать относительную силу протолитов ( по отношению к некоторому эталону ). Для водных растворов протолитов таким эталоном кислотности и основности является растворитель – вода.

Мерой относительной силы протолитов в водном растворе служит величина рК_к. В соответствии с определением  рК_к:

· слабая кислота является тем более сильным протолитом, чем ниже значе­ние рК_к соответствующей сопряженной пары;

· слабое основание является тем более сильным протолитом, чем выше значение рК_к  соответствующей сопряженной пары.

А1³⁺ • Н₂О + Н₂О = А1ОН²⁺ + Н₃О^-

Слабыми основаниями по Бренстеду будут все анионы, сопряженные со слабыми кислотами и не содержащие собственных протонов:

Многие гидроанионы, такие как , , ,  в водном растворе являются амфолитами. Их протолиз протекает в малой степени и состоит из двух реакций, в одной из которых реагент играет роль слабой кислоты, а в другой - роль основания.

Амфолитами по отношению к воде являются также амфотерные гидроксиды, такие как Ве(ОН)₂, Zп(ОН)₂, А1(0Н)₃ и Сг(ОН)₃. Они мало раство­римы в воде; та их часть, которая переходит в раствор, быстро гидратируется ( условно одной молекулой воды, например А1(ОН)3×Н2О ) и вступает в две одновременно протекающие реакции протолиза ( как кислота и как основание ):

Определение кислот и оснований по Бренстеду позволяет систематизировать множество химических реакций. В первую очередь это относится к тем реакциям, которые по Аррениусу рассматриваются как нейтрализация и гидролиз солей ( 1, ст. 146 - 161 ). Реакция нейтрализация по Бренстеду обратная автопротолизу воды, а поскольку последний протекает в малой степени, то реакция нейтрализации оказывается практически необратимо проходящей до конца.

Рассмотрим реакцию нейтрализации между эквимолярными количества НС1 и NаОН в водном растворе, она характеризуется процессами:

протолиз

электролитическая диссоциация  

нейтрализация  

По Бренстеду NаОН не есть основание ( как в теории Аррениуса ), а служит лишь источником ионов ОН^- в водном растворе ( сами же ионы являются сильнейшим основанием ).

Более общее понятие о природе кислот и оснований и их диссоциации имеет теория Г. Льюиса. Он обозначил кислоту как акцептор пары электронов, а основание как  донора электронной пары. Согласно теории Г. Льюиса кислотно – основные реакции – это взаимодействия в которых неразделенная пара электронов молекулы основы присоединяется к молекуле кислоты, в следствии чего возникает ковалентная связь. Взаимодействие между кислотой ( ) и основанием ( Н₂О ) с получением Н₂SO₄  можно изобразить схемой  приведенной на рисунке 1.

Рис. 1.

Теория Г. Льюиса очень удобна для выяснения механизма органических реакций. Но для пояснения характера кислотно – основных взаимодействий более целесообразно использовать теорию Бренстеда.

Теория Бренстеда развита и дополнена Н. А. Измайловым, а также его учениками В. В. Александровым, В. Д. Безуглым. Универсальный характер носит теория кислот и основ выдвинутая М. И. Усановичем.