Эволюция теорий кислот и оснований в аналитической химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Эволюция теорий кислот и оснований в аналитической химии



ОГЛАВЛЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ

ГЛАВА 1. ЭВОЛЮЦИЯ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ О КИСЛОТНО ОСНОВНЫХ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯХ

ГЛАВА 2.ЭВОЛЮЦИЯ ТЕОРИЙ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

2.1 Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда

2.2 Теория сольвосистем

2.3 Теории ангидрокислот и ангидрооснований

2.4 Химическая теория кислот и оснований Ганча

2.5 Протонная теория Брёнстеда-Лоури

2.6 Электронная теория Льюиса

2.7 Общая теория Усановича

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ



ВВЕДЕНИЕ

кислотный электролитический ангидрооснование ганч

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, в связи с чем систематизация и классификация информации, знаний становится необходимостью.

Теории кислот и оснований -- совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований -- двух классов веществ, реагирующих между собой. Представление о кислотно-основном взаимодействиях относится к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались ещё в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось. Задача теории -- предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания. Различия между теориями лежат в определениях кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие -- в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковы области частично пересекаются.

Цель курсовой работы - рассмотреть эволюцию теорий кислот и оснований.

Задача курсовой работы:

Провести анализ литературы по теме: «Эволюция теорий кислот и оснований»;

Изучить основные положения теории кислот и оснований;

Провести сравнительный анализ этих теорий.



ГЛАВА 1. ЭВОЛЮЦИЯ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ О КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯХ

Кислоты как класс химических соединений, обладающих рядом близких свойств, известны с древнейших времён.

Образная теория кислот и оснований была предложена Н. Лемери. В своем "Курсе химии" (1675) он попытался объяснить физические и химические свойства веществ на языке их формы и структуры. Согласно представлениям Лемери кислоты на своей поверхности имеют острые шипы, вызывающие на коже колющие ощущения. Основания, названные им щелочами, состоят из пористых тел. "Шипы" кислот проникают в "поры", оснований, при этом они ломаются или притупляются, и кислоты превращаются в нейтральные соли.

В 1778 году французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в их составе кислорода. Эта гипотеза 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.

Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу. В 1833 году немецкий химик Юстус Либих определил кислоту как водородсодержащее соединение, в котором водород может быть замещён на металл.

В настоящее время кислотами обычно называют вещества, содержащие водород (HCI, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску химических индикаторов. По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO₃, соляная HCI, уксусная CH₃COOH), двухосновные (серная H₂SO₄, угольная H₂CO₃), трехосновные (ортофосфорная H₃PO₄). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8•10^-5, синильная 7,9•10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации.

Понятие основания сформировалось в XVII веке и было впервые введено в химию французским химиком Гийомом Франсуа Руэлем в 1754 году. Он отметил, что кислоты, известные в те времена как летучие жидкости (например, уксусная или соляная кислоты), превращаются в кристаллические соли только в сочетании с конкретными веществами. Руэль предположил, что эти вещества служат «основаниями» для образования солей в твёрдой форме.

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.

Сегодня основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca(OH)₂ и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами. Присутствием ионов OH^- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроксиды калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)₂.

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 самодиссоциации.

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[8].



ГЛАВА 2.ЭВОЛЮЦИЯ ТЕОРИЙ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

2.1 Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда

В 1880-х гг. С.Аррениус и В.Оствальд предложили ионную теорию кислот и оснований.

За разработку теории электролитической диссоциации Аррениусу была присуждена Нобелевская премия (1903 г.).

Согласно С.Аррениусу, к кислотам были отнесены электролиты, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы только одного вида - катионы водорода, а к основаниям - электролиты, при диссоциации которых в водном растворе в качестве анионов образуются гидроксид - ионы OH-, например:

HCl (кислота) H⁺ + Cl^-

NaOH (основание) Na⁺ + OH^-

Кислоты и основания, для которых степень распада на ионы (степень электролитической диссоциации) имеет значение, близкое к единице, были названы С. Аррениусом сильными (HNO₃, NaOH), а все остальные - слабыми (HNO₂,NH₃ . H₂O).

Кислота и основание могут взаимодействовать друг с другом с образованием соли и воды. Такая реакция называется реакцией нейтрализации. Например:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции.

Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K.

Для кислоты HA K = [H⁺]*[A^-]/[HA]

Для основания MeOH K = [Me⁺]*[OH^-]/[MeOH]

Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10^-14 (ионное произведение воды)

Если хотя бы один из компонентов, вступающих в реакцию нейтрализации, не относится к сильным электролитам, то данная реакция является обратимой. Реакция, обратная реакции нейтрализации была названа реакцией гидролиза.

Применение теории кислот и оснований Аррениуса было ограничено только водными растворами. Например, чтобы объяснить основные свойства аммиака, пришлось придумать «слабый электролит» - NH₄OH, в виде которого аммиак якобы находится в растворе.

Данная теория вполне удовлетворительно описывает реакции достаточно сильных кислот и оснований друг с другом и свойства их водных растворов. На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя, распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений (введения ионного произведения воды).

Теорию можно применять для описания гидролиза солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат -- протонная теория гораздо удобнее.

Наиболее полная и четкая формулировка основных недочетов теории Аррениуса и путей их преодоления дана в трудах Д.И.Менделеева. Причина всех недостатков теории заключается в игнорировании взаимодействия частиц растворенного вещества между собой, а также с молекулами растворителя. Менделеев отмечал, что для растворов существенны не только процессы диссоциации, но и процессы образования новых соединений с участием молекул растворителя[1].

2.2 Теория сольвосистем

Теория сольвосистем -- расширение теории Аррениуса -- Оствальда на другие ионные (в частности, протонные растворители). Предложена американскими химиками Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краусом (1896-1905 гг.).

Ионный растворитель, самодиссоциирующий на катион и анион. Катион при этом называется ионом лиония, а анион -- ионом лиата. Протонный растворитель -- растворитель, способный к автопротолизу, то есть передаче иона H⁺ от одной молекулы к другой:

2HL - H₂L⁺ + L^-

Ион H₂L⁺ при этом называется ионом лиония, а L^- -- ионом лиата.

Это растворители, содержащие достаточно полярную связь с участием водорода и неподеленную электронную пару на каком-либо другом неметалле (чаще всего, азоте, кислороде или фторе).

Кислоты -- это вещества, образующие в данном растворителе ион лиония. Основания -- вещества, образующие в данном растворителе ион лиата.В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации ) образуется соль и растворитель.

Соли -- вещества, диссоциирующие в данном растворителе с образованием катиона и аниона, не являющихся лионием и лиатом.

Силы кислот и оснований характеризуются их константой диссоциации. Константы диссоциации зависят от растворителя. Протонные растворители с высоким константами автодиссоциации («кислотные растворители», например HF) дифференцируют кислоты (в них кислоты становятся слабыми и различающимися по силе), но нивелируют основания (все основания становятся сильными, превращаясь в ион лиата). Протонные растворители с низкими константами автодиссоциации («основные растворители», например NH₃) дифференцируют основания, но нивелируют кислоты (которые становятся сильными, превращаясь в лионий)[9].

Например:

2NH₃-NH₄⁺ + NH₂^-

2HF-H₂F⁺ + F^-

Достоинства теории заключаются в следующем: позволяет предсказывать кислотно-основные реакции в любых растворителях, управление кислотно-основными процессами при помощи растворителя. Вместе с тем, теория сольвосистем имеет свои недостатки: невозможно ни предсказать, ни объяснить кислотно - основные взаимодействия в растворителях, не способных к автопротолизу[3].

2.3 Теории ангидрокислот и ангидрооснований

В 1907 году крупнейший швейцарский химик А. Вернер предложил иной механизм диссоциации кислот и оснований в воде, чем Аррениус, полагая, что диссоциация протекает при участии растворителя. В результате реакций образуются комплексные аквосоединения с гидроксилом или водородом во внешней среде. Новая теория кислот и оснований предложена в связи с исследованием комплексных акво- и гидроксисоединений тяжёлых металлов. Вернер предположил, что диссоциируют не только гидроксисоединения тяжёлых металлов, но и гидраты окисей щёлочноземельных и щелочных металлов.

Ангидрооснованиями Вернера называются соединения, которые в водном растворе связывают водородные ионы воды и вследствие этого сдвигают равновесие диссоциации воды до некоторой характерной для них предельной концентрации ОН^- ионов. Соединения, образующие в водном растворе и диссоциирующие с отщеплением ОН^- - ионов называются аквооснованиями.

Ангидрооснования: NH₃ , KOH, Ca(OH)₂ и другие.

Аквооснования: [NH₄]OH, [KOH₂]OH и др.

Ангидрокислотами называются соединения, связывающие ионы гидроксила воды. Класс ангидрокислот шире класса кислот по Аррениусу, так как наряду с водородными кислотами в него включены окиси металлоидов, галогениды и цианиды тяжёлых металлов. Аквокислоты или истинные кислоты диссоциируют с отщеплением Н - иона.

Ангидрокислоты: HCl, SO₂, PtCl₄, HNO₃.

Аквокислоты: [HOHCl]H, [HOSO₂]H и др.

При взаимодействии друг с другом кислотных и основных ангидро- и аквосоединений получали соли.

Ангидрокислота + Ангидрооснование = Соль

SO₃ + Na₂O = Na₂SO₄;

P₂S₅ + 3K2S = 2K₃PS₄;

SnCl₄ + 2KCl = K₂SnCl₆.

Вернер в своей теории не учитывал того, что в растворе свободные ионы Н⁺ отсутствуют, что они сольватированы и поэтому в разных растворителях образуют различные ионы и что фактически диссоциацию кислот вызывает не присоединение к ним ионов гидроксила, а сродство молекулы растворителя к Н⁺ иону. Диссоциированые кислоты и основания существуют не только в воде, а теория Вернера охватывает лишь водные растворы. Идеи, заложенные в теории Вернера, получили развитие в исследованиях его соотечественника А. Ганча[5].



2.4 Химическая теория кислот и оснований Ганча

В 1917-1927 гг. химическая теория была развита в многочисленных статьях Ганча. На Ганча оказало большое влияние учение об ангидрокислотах и ангидрооснованиях. Он соглашался с Вернером в том, что диссоциации кислот предшествует её реакция с растворителем, но расходился с ним в описании механизма этой реакции. Кислоты определены как соединения водорода, в которых последний может быть замещён на металл или металлоподобный радикал. Главным признаком кислотно-основного взаимодействия эта теория также выдвигает солеобразование, но солью считается любой продукт присоединения кислоты к основанию

Электролитическая диссоциация кислот сводится к реакции неионизированной молекулы кислоты с молекулой растворителя - ангидрооснования. При реакции образуется «ониевая соль», наличие которой сообщает раствору электропроводность. «Ониевая соль» образуется при растворение воды или эфира в серной кислоте.

Сила кислот выражает их тенденцию к образовании солей. Чем сильнее кислота, тем энергичнее она реагирует с основанием, тем полнее протекает реакция и тем прочнее соль. Степень ионизации кислот и оснований зависит не только от её силы, но и от силы растворителя как ангидрооснования.

Ганчем было введено понятие о псевдокислотах и псевдооснованиях - соединения, нейтрализация которых сопровождается внутримолекулярными перегруппировками. Истинные же кислоты имеют то же строение, что и их соли. Главное в теории Ганча -- это положение об амфотерности как общем свойстве химических соединений, кислотно-основная функция которых зависит от вступающего с ним во взаимодействие партнера, т. е. от растворителя.

Самый привычный амфотерный агент -- это, конечно, вода, которая по отношению, например, к HCl выступает в роли основания:



H₂O*HCl = H₃O⁺*Cl^-,

но зато по отношению к обладающему основными свойствами пиридину C₅H₅ N ( Py) проявляет свойства кислоты:

H₂O*Py = HPy⁺*OH^-.

Не смотря на то, что Ганч допускал ошибки, многие его идеи были прогрессивны и имели значение для науки. Ганч расширил понятие об амфотерности соединений, доказав способность сильных кислот реагировать между собой с образованием ацидиевых солей и приписав ионизацию растворителя амфотерности его молекуле[5].

2.5 Протонная теория Брёнстеда-Лоури

Для описания кислотно-основных процессов, связанных с передачей катиона водорода от кислоты к основанию, была разработана протонная теория (1923 г.), у истоков которой стояли шведский химик Й. Брёнстед и английским учёным Т. Лоури. Если в предыдущих теориях основным признаком кислотно-основного взаимодействия считалось образование соли, т. е. этот тип взаимодействия классифицировался, обособлялся по продукту реакции, то в основе теории лежит поведение веществ, вступающих в реакцию.

Cогласно теории, кислотой называется соединение, способное отдавать протон (донор протона), а основанием - соединение, способное принимать протон (акцептор протона). Если вещество способно проявлять как кислотные, так и основные свойства, причём способность этого соединения выступать в качестве донора и акцептора протона соизмеримы, то его называют амфолитом. Например, к кислотам относятся также частицы, как HCl, CH₃COOH, NH₄⁺ ; к основания - NaOH, NH₃ и др.; к амфолитам - H₂O, C₂H₅OH и др[6].

Более того, Брёнстед считает, что в результате кислотно-основного взаимодействия образуются новое основание и новая кислота. При этом вступающая в реакцию кислота I превращается в основание I, а вступающее в реакцию основание II превращается в кислоту II:

CH₃COOH + H₂O - CH₃COO^- + H₃O⁺

HClO₄ + CH₃COOH - ClO₄^- + CH₃COOH₂⁺

H₂O + NH₃ - OH^- + NH₄⁺

H₃O⁺ + PO₄^3- - HPO₄^2- + H₂O

H₃O⁺ + HPO₄^2- - H₂PO₄^- + H₂O

кислота I + основание II - основание I + кислота II

Ряд определений теории Брёнстеда поначалу кажется непривычным. Так, в диковинку считать кислотами либо основаниями ионы. Любой анион, поскольку он притягивает к себе протон, считается в рамках этой теории основанием. Анион OH^- притягивает катион H⁺ главным образом в силу того, что он, анион гидроксила, заряжен отрицательно. Более того, можно без труда расположить анионы-кислоты «по ранжиру». Чем меньше размер аниона, тем при прочих равных условиях (при одинаковом заряде) он более энергично будет притягивать протон и, следовательно, будет более сильным основанием. Вот почему сила анионов-оснований падает в ряду F^- > Cl^-> Br^-> I^-. И вот почему достаточно объемный анион ClO₄^- будет заведомо более слабым основанием, чем любой из анионов галогенов[7].

Кислотно-основное взаимодействие заключается в обратимом переносе протона от кислоты к основанию. В общем виде кислотно-основное взаимодействие описывается уравнением:



A-H + :B A^- + B-H⁺

кислота основание сопряжённое сопряжённая

основание кислота

Кислоты и основания, согласно Брёнстеда, существуют как сопряжённые пары. Частица, содержащая на один протон больше, чем исходное основание, называется кислотой, сопряжённой с данным основанием, а частица, содержащая на один протон меньше, чем исходная кислота, называется основанием, сопряжённым с данной кислотой. Например, при взаимодействии NH₃ (основание) с H₂O (кислота) образуется новая кислота NH⁴⁺, сопряжённая с исходным основанием, и новое основание (OH^-), сопряжённое с исходной кислотой:

NH₃ + H₂O NH⁴⁺ + OH^-.

Кислотность и основность веществ по Брёнстеду - Лоури характеризуется количественно. Применяя закон действующих масс, можно выразить кислотные свойства кислоты А-Н через константу равновесия называемая константой кислотности (K_а)[1].

K_а=[A^-] [H₃O⁺]/[AH]

Для оценки величин K_а удобно использовать показатель кислотности

Pk_а=-lgK_a

Условно кислоты делят на "сильные" pK_a < 0 и "слабые" pK_a >14. Сила кислот определяется стабильностью сопряжённого основания (аниона), образующегося из этой кислоты. Чем стабильнее анион, тем сильнее кислота.

Сила основания определяется как доступность пары электронов гетероатома, так и стабильность образующегося катиона (сопряжённой кислоты). Чем стабильнее катион, тем сильнее основание[2].

В общем, кислота X-H сильнее кислоты Y-H по той причине, что сопряженное основание (анион) X^- стабильней аниона Y^- .

Понятие «соль» в протолитической теории не используется - и тем более в ней отсутствует понятие «гидролиза солей». Так, например, тот факт, что раствор NH₄Cl имеет слабокислую среду, объясняется не гидролизом данной соли по катиону с образованием слабого электролита, при диссоциации которого в раствор поступают гидроксид-ионы, а тем, что частица NH₄⁺ является кислотой- пусть и значительно более слабой, чем HCl, но всё-таки гораздо более сильной, чем гидратированный ион Na.

Протон, согласно протолитической теории, не существует в растворе в свободном виде, а связывается с молекулами растворителя, образуя, например, в водных растворах частицы H₃O⁺, H₅O₂⁺, H₉O₄⁺ и т.п.

Основным недостатком теории Бренстеда является то, что эта теория исключает возможность проявления кислотного характера веществами, не содержащими водорода[5].

2.6 Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Основание - такое соединение, которое предоставляет пару электронов для образования ковалентной связи, а кислота - соединение, которое принимает пару с образованием ковалентной связи. Атом, принимающий электронную пару называется акцептором электронов, а соединение, содержащее такой атом следует отнести к кислотам. Атом, предоставляющий электронную пару, является донором электронов, а соединение, содержащее такой атом,- основанием. С учётом энергетических характеристик участвующих в кислотно - основных взаимодействиях орбиталей кислотой Льюиса является молекула с низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью, а основанием Льюиса - молекула, предоставляющая для межмолекулярного взаимодействия высокую по энергии заполненную молекулярную орбиталь. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными.

К кислотам Льюиса относятся не только протон H⁺, но и все катионы, а также галогениды металлов 2 и 3 групп таблицы Менделеева: AlX₃, FeX₃, BX₃, SbX₅, SnX₄, ZnX₂ (X=F, Cl, Br, I).

К основаниям Льюиса - все анионы OH^-, OR^-, CH₃COO^-, NH₂^- и т.д. и нейтральные соединения, имеющие неподеленные электронные пары или р- связи - H₂O, ROH, ROR, RCH=O, RSH, NH₃, R₃N, RCH=CH₂, R-C₆H₅ и др.

Ион Н⁺ - является кислотой, а ион ОН^- является основанием.

У основания имеется пара электронов, а у кислоты пустая орбиталь. кислота основание

H⁺ + NH₃ = NH₄⁺

H⁺ + OH^- = H₂O

Реакция нейтрализации представляет собой взаимодействие кислоты и основания с образованием ковалентной связи по донорно - акцепторному механизму, например:

AlCl₃ + Cl^- > [AlCl₄]^-

BF₃ + F? > [BF₄ ]^-

PCl₅ + Cl^- > [PCl₆]^-

Для кислот Льюиса невозможно составить таблицу со строгими количественными характеристиками кислотности, но можно отметить ,что для кислот Льюиса типа галогенидов кислотность падает в ряду: BX₃ > AlX₃ > FeX₃ > SbX₅ > SnX₄ > ZnX₂.

Для этого определяют энергии взаимодействия различных соединений в строго определённых условиях (растворитель, температура) с одним и тем же стандартом, являющимся соответственно кислотой или основанием Льюиса.

Теория Льюиса, несмотря на свою простоту и логичность обладает рядом недостатков. Кислотно - основные превращения логично объясняются электронной теорией лишь в случае простых веществ. Иногда теория Льюиса приводит к полному противоречию: так взаимодействие AsCl₃ с пиримидином, носящее чётно выраженный кислотно - основный характер, не может быть объяснено в рамках этой теории, поскольку формальные электронные формулы показывают, что на атомах и мышьяка и азота имеются вакантные электронные пары. В действительности на атоме мышьяка из-за сильного электрофильного действия трёх атомов хлора наблюдается не избыток, а дефицит электронов. Необходимость учёта данных фактов сильно обесценивает теорию.[1]

2.8 Общая теория Усановича

В 1939 году М.И.Усанович начинает заниматься исследованием неводных растворов. В качестве растворителя ученый выбрал эфиры, у которых диэлектрическая постоянная была близка к диэлектрической постоянной воды. В опытах выяснилось, что в диэтиловом эфире хлорид сурьмы проводит ток, а в другом эфире, анизоле, - нет. Это противоречило теории Аррениуса, отрицающей взаимодействие с растворителем. Усанович сделал вывод, что различное поведение галоидов в анизоле и в диэтиловом эфире не связано с их диэлектрической постоянной. Компоненты раствора взаимодействуют химически, и в результате появляется электролит, то есть ионы. Но поскольку из ионов состоят соли, а соль, в свою очередь, -- продукт кислотно-основного взаимодействия, то отсюда следует, что электропроводность раствора возникает в результате кислотно-основного взаимодействия между его компонентами: хлоридом сурьмы и эфиром. Усанович предположил, что в этих растворах образуется соль, подобная оксониевым, а значит, хлорид сурьмы-- кислота. Таким образом, изучая причины электропроводности растворов, Усанович пришел к необходимости более общего определения кислот. 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.

В отличие от Льюиса Усанович считал, что кислота -- это вещество, способное отдавать катионы, соединяющиеся с анионами или электронами, а основание -- вещество, способное отдавать электрон или анионы, соединяющиеся с катионами.

В отличие от Льюиса Усанович в основе понятий «кислота» и «основание» использует знак заряда частицы, а не строение электронной оболочки. Вот почему, вопреки электронной теории Усанович считает, что любой катион обладает кислыми свойства, а любой анион - основными. Поскольку кислотные и основные свойства в рамках этой теории определяются знаком заряда, можно говорить о более или менее основных анионах. Очевидно, что эти свойства будут возрастать по мере уменьшения ионного радиуса[4].

По Усановичу, в реакции гидролиза

SO₃ + 2H₂O = H₃O+ + HSO₄^-

-- вода, отдавая анион OH^-, 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»[9].

А.И.Шатенштейн, критикуя теорию Усановича, пишет: «Если пользоваться определениями Усановича, то кислотами (основаниями) оказываются вещества, имеющие очень мало общего в химическом отношении. Объем понятий настолько расширяется, что они при этом крайне беднеют содержанием. Вспомним конкретные примеры:

Кислоты: Н₃О⁺, SiО₂, Na⁺, CI₂, CH₃⁺, HCI, AsCl, Fe(CN), BCI.

Основания: Na, KCN, Na₂O.

Единственным признаком, общим для всех перечисленных кислот и оснований, остается лишь их способность к реакциям»[5].

К недостаткам теории Усановича относят её слишком общий характер и недостаточно чёткую определённость формулировки понятий «кислота» и «основание». К недостаткам относят так же то обстоятельство, что она не описывает неионогенные кислотно-основные превращения. Наконец, она не позволяет делать количественные предсказания[9].



ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Кислоты и основания классы неорганических веществ, которые наряду с оксидами и солями составляет основу неорганической химии. Они широко используются в разных областях химии и химической промышленности. С их помощью получают удобрения, строительные материалы, цветное стекло. Без них мы бы лишились легких и экономичных щелочных аккумуляторов, многих медицинских препаратов.

Представление о кислотно-основном взаимодействиях относится к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались ещё в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось. Так Р. Бойль считал, что кислоты -- это тела, атомы которых имеют острые выступы (и, соответственно, острый вкус), а основания -- поры (и вяжущий вкус). По его мнению, реакция нейтрализации сводилась к тому, что выступы кислоты входили в поры основания.

Образная теория кислот и оснований была предложена Н. Лемери. В своем «Курсе химии» (1675) он попытался объяснить физические и химические свойства веществ на языке их формы и структуры. Согласно представлениям Лемери кислоты на своей поверхности имеют острые шипы, вызывающие на коже колющие ощущения. Основания, названные им щелочами, состоят из пористых тел. «Шипы» кислот проникают в «поры», при этом они ломаются или притупляются, и кислоты превращаются в нейтральные соли.

Научные 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. Эта гипотеза 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.

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 самодиссоциации.

Учитывая комплексообразование, А. Вернер (1907) предложил теорию ангидро- и аквакислот и оснований. Согласно этой теории, в водном растворе безводные кислоты, т. наз. ангидрокислоты (А) и ангидрооснования (В), превращаются в аквакислоты [АОН]^- Н ⁺ и акваоснования [ВН]⁺ ОН ^-, которые диссоциируют:

[AOH]^-H⁺:[АОН]^-+Н ⁺

[ВН]⁺ ОН ^-:[ВН]⁺+ОН^-



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.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех концептуальных систем химии и оказывают разностороннее влияние на развитие многих теоретических концепций во всех основных химических дисциплинах.

На основе современной теории кислот и оснований разработаны такие разделы химических наук, как химия водных и неводных растворов электролитов, гомо- и гетерогенный кислотно-основный катализ, теория функций кислотности и многие другие.

Содержание данной курсовой работы, может быть использовано в школе на факультативных занятиях и при подготовке учеников к олимпиадам.



СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

Жебентяев, А.И. Аналитическая химия. Химические методы анализа : учеб. пособие / А.И. Жебентяев, А.К. Жерносек, И.Е. Талуть.- 2-е изд., стер.-Минск : Новое издание ; М.: ИНФРА-М, 2011. - 542 с. : ил. - (Высшее образование).

Мискиджьян С.П. Краткое введение в теорию кислот и оснований и неводное титрование : брошюра / С.П. Мискиджьян. Издательство «ХИМИЯ» 1966 г.

Н.А.Тюкавкина. Органическая химия. Москва, 2003.--638с

Кусаинова К. М. Нет ни кислот, ни оснований! Об одной полузабытой теории и её творце // Химия и жизнь. - 2004. - №6. - С. 41-44.

А.И.Шатенштейн. Теории кислот и оснований. Научно - техническое издательство химической литературы. - Москва,1949. - 303 с.

Ю. Я. Фиалков.«Растворитель как средство управления химическим процессом». Издательство «Химия» ленинградское отделение 1990.

Фиалков А.Я. Не только в воде. Л., Химия, 1989.

http://www.xumuk.ru/encyklopedia/271.html Дата доступа: 28.04.2015

http://www.isc-ras.ru/old-site/elibrary/lecture/Berezin/L16.pdf Дата доступа: 30.04.2015

Размещено на Allbest.ru

...