Кислоти і підстави
 
а б в г д е ж з и й к л м н о п р с т у ф х ц ч ш щ ъ ы ь э ю я
 

Кислоти і підстави

Кислоти і підстави, класи хімічних сполук. Зазвичай кислотами називають речовини, що містять водень (Hcl, Hno 3 , H 2 So 4 , Ch 3 COOH і т.д.) і диссоціюючі у воді з утворенням іонів Н + (точніше, іонів гідроксонію H 3 O + ). Присутність цих іонів обумовлює характерний гострий смак водних розчинів кислот, а також їх здатність змінювати забарвлення індикаторів хімічних . По числу протонів, що відщеплюються, розрізняють кислоти одноосновні (наприклад, азотна Hno 3 , соляна Hcl, оцетова Ch 3 COOH), двоосновні (сірчана H 2 So 4 , вугільна H 2 Co 3 ), триосновні (ортофосфорная H 3 Po 4 ). Чим більше іонів гідроксонію присутньо у водному розчині кислоти, тобто чим вище міра дисоціації останньою, тим кислота сильніша. Кислоти, повністю диссоційовані в розбавлених розчинах, називають сильними. До слабких відносяться кислоти з константою іонізації (дисоціації кислоти, що характеризує міру, в розчині, наприклад, при 25 °С) нижче 10 -5 (оцетова 1,8×10 -5 , синильна 7,9×10 -10 ). Дисоціація багатоосновних кислот відбувається в декілька рівнів, кожна з яких має свою константу іонізації. Наприклад, константа іонізації H 3 Po 4 на

загрузка...

  Н + і H 2 Po - 4 7×10 -3 , H 2 Po 4 - на Н + і Hpo 4 2- 8×10 -8 , Hpo 4 2- на Н+ і Po 4 3- 4,8×10 -13 . О органічних кислотах див.(дивися) також Карбонові кислоти . Підставами зазвичай називають речовини, що містять гідроксильну групу ВІН [КОН, NAOH, Ca (ВІН) 2 і ін.] і здатні диссоціювати у водному розчині з утворенням гідроксильних іонів Oh, - . Більшість підстав нерозчинний у воді. Розчинні у воді підстави називають лугами . Присутністю іонів Oh - і пояснюється характерний лужний смак розчинів лугів, а також їх здатність змінювати забарвлення індикаторів. Підстави з 1, 2, 3 гідроксильними групами називаються відповідно одно-, двух-, трьохкислотними. Не повністю диссоціюючі при розчиненні у воді підстави називаються, як і кислоти, слабкими. До сильних підстав відносяться гідроокиси калія KOH, натрію NAOH, барії Ba (ВІН) 3 . Про принципи встановлення назв До. і о. див.(дивися) Номенклатура неорганічних з'єднань .

  Поняття До. і о. виникли ще на зорі розвитку хімії. У 1778 французький хімік А. Л. Лавуазье спробував пояснити особливості властивостей кислот вмістом кисню. Неспроможність такої думки стала очевидною, коли виявилось, що багато кисневмісних речовин (оксиди металів, лугу, солі і ін.) не проявляють кислотних властивостей, а ряд типових кислот (соляна, синильна, плавикова і ін.), як показали англійський учений Г. Деві (1810) і французький учений Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не містять кисню. Шведський хімік І. Я. Берцеліус (1812—19) бачив причину кислотних і основних властивостей в електричній природі оксидів: електронегативні оксиди неметалів (і деяких металів — хрому, марганцю) він вважав кислотами, а електропозитивні оксиди металів — підставами. У 1814 Г. Деві запропонував визнати носієм кислотних властивостей водень, що входить до складу всіх відомих тоді з'єднань, що володіють кислотними властивостями, а німецький хімік Ю. Лібіх (1833) вніс істотне уточнення, що кислотні властивості речовини обумовлені не всіма атомами водню, що містяться в нім, а лише тими з них, які можуть заміщатися металом з утворенням солей . Після появи (1884—87) теорії електролітичній дисоціації шведського ученого С. Арреніуса кислотами стали називати з'єднання, при дисоціації яких у водному розчині утворюються іони водню Н + , а підставами — з'єднання, диссоціюючі з відщепленням іона гидроксила Oh, - . У міру розвитку теорії розчинів стало ясно, що важливу роль в процесі електролітичної дисоціації речовин грає взаємодія як самих речовин, так і продуктів їх дисоціації з розчинником. Було з'ясовано також, що іон Н + не може знаходитися в розчині у вільному вигляді: унаслідок дуже високої щільності заряду він міцно з'єднується з молекулами розчинника (сольватується) і реально існує у вигляді сольватного іона, у водних розчинах — іона гідроксонію, який і є носієм кислотних властивостей.

  Визначення понять До. і о. на основі теорії електролітичної дисоціації часто цілком достатньо для практичних цілей. Проте, як було встановлено вже давно, багато з'єднань, що проявляють типові властивості До. і о., не містять ні водню ні груп ВІН. Крім того, одна і та ж речовина незрідка в одних реакціях поводиться як кислота, а в інших — як підстава (див. Амфотерность ) . Здатність речовини реагувати як кислота або підстава є, таким чином, не абсолютною властивістю цієї речовини, а виражається в конкретних хімічних реакціях, відношуваних до класу кислотно-основних. У таких реакціях одна з взаємодіючих речовин грає роль кислоти по відношенню до іншої речовини, що грає роль підстави. Отже, здатність речовини реагувати як кислота або підстави є його функціональною характеристикою. Було зроблено безліч спроб розробити єдину теорію, яка дозволила б, з врахуванням вказаних обставин, однозначно відносити дану речовину до класу кислот або підстав. Проте до цих пір єдиного критерію для цього не знайдено. Найбільш поширено дві концепції — данський фізико-хімік І. Н. Бренстеда і американський фізико-хімік Г. Н. Льюїса (1923). Бренстед відносить до класу кислот водородсодержащие речовини, що віддають при реакціях позитивні іони водню, — протони (т.з. протонні, або бренстедовськие, кислоти), а до класу підстав — речовини, що приєднують протони. Функції До. і о., по Бренстеду, можуть виконувати як нейтральні молекули, так і іони. Хімічна реакція, при якій відбувається передача протона від кислоти до підстави: АН(Академія наук)+В - Û А - +ВН (де АН(Академія наук) — кислота, а В - — підстава), називається кислотно-основний, або протолітічеськой. Оскільки протолітічеськие реакції обратіми, причому в зворотній реакції, так само як і в прямій, відбувається передача протона, продукти прямої реакції також виконують один по відношенню до одного функцію До. і о. (так звані зв'язані До. і о.), тобто ВН — кислота, а А - — підстава. Наприклад, в реакції: H 2 So 4 + H 2 O Û Hso - 4 + H 3 O + кислотами є H 2 So 4 , і H 3 O + , а Hso - 4 і H 2 O — підстави. Концепція Бренстеда дає чіткий критерій для віднесення хімічних реакцій до типа кислотно-основних, дозволяє виражати в кількісній формі основні характеристики протолітічеських равновесий і розташувати водородсодержащие речовини в ряд за збільшенням їх здібності віддавати протон тобто по їх кислотності. Ці достоїнства теорії протолітічеських равновесий зумовили її силу, що передбачала, і забезпечили широке використання бренстедовських вистав в хімічній практиці. В той же час концепції Бренстеда властива обмеженість, що виражається в тому, що, пов'язуючи кислотні властивості речовини з наявністю в його складі водню, вона все ж залишає осторонь велике число речовин кислотного характеру, що не містять водню. До таких речовин що отримав в хімії назву апротонних, або льюїсовських, кислот, відносяться електронно-ненасищенниє з'єднання, наприклад галогеніди бору, алюмінію і олова, оксиди деяких металів і т.д. Згідно концепції Люіса, що заповнює якоюсь мірою вищезгаданий пропуск, кислотою називають речовину, що приєднує при хімічній реакції парі електронів, а підставою — речовина, що віддає пару електронів. Результатом є заповнення електронної ненасиченості молекули кислоти за рахунок електронів підстави, а також виникнення нового з'єднання (солі) із стійкою електронною оболонкою (зокрема, октетом) і донорно-акцепторним зв'язком, наприклад:

  де Bf 3 — кислота, а Nh 3 — підстава. Важлива особливість кислотно-основних реакцій, по Люісу, полягає в усуспільненні електронної пари підстави. Цим вони відрізняються від окислювально-відновних реакцій, в ході яких молекули окислювача повністю відбирають поодинці або декілька електронів в молекул відновника; жодних обобществленних орбіт при цьому не виникає. На відміну від Бренстеда, Люіс пов'язує кислотно-основні властивості не з наявністю певних хімічних елементів (зокрема, водню), а виключно з будовою зовнішніх електронних оболонок атомів. В той же час між обома концепціями є внутрішній зв'язок заснована на тому, що для іона Н + , так само як і для льюїсовських кислот, характерна сильна спорідненість до електронної пари. Окрім двох розглянутих концепцій До і о., відомі деякі інші, які не набули, проте, настільки широкого поширення.

  Як бренстедоськие, так і льюїсовськие теорії До. і о. широко застосовуються на практиці. Зміну кислотності або основності середовища часто використовують з метою збільшення швидкості реакцій і зміни механізму взаємодії. У цьому полягає суть кислотно-основного каталізу, широко використовуваного в хімічній промисловості; при цьому поважно, що бренстедовськие і льюїсовськие кислоти надають у багатьох випадках схожу каталітичну дію. Широке вживання отримали кислотно-основні процеси в хімічній промисловості ( нейтралізація, гідроліз, труїть металів і т.д.). Багато кислот (сірчана, азотна, соляна, ортофосфорная і ін.) і луги (їдке калі, їдкий натр і ін.) є основними продуктами хімічного виробництва і використовуються як вихідні речовини в найважливіших галузях хімічної промисловості.

  Багатообразні — структурні і динамічні — функції До. і о. виконують в живих організмах, беручи участь в багатьох біохімічних процесах. Як правило, ці процеси дуже чутливі до кислотності або основності середовища (див. Водневий показник, Кислотно-лужна рівновага ) . Направлена дія До. і о. використовується в медицині. Так, розбавлені розчини соляної кислоти уживаються для посилення секреції шлунку, борової, — для дезинфікуючих і терпких полоскань і т.д. В той же час при попаданні в організм концентрованих До. і о. можливі сильні опіки внутрішніх органів, падіння сердечної діяльності і т.д., що приводять у ряді випадків до загибелі організму.

  Літ.: Людер В., Цуффанті С., Електронна теорія кислот і підстав, пер.(переведення) з англ.(англійський), М-кодом.,1950; Усановіч М. І., Що таке кислоти і підстави, А.-А., 1953; Полінг Л., Загальна хімія, пер.(переведення) з англ.(англійський), М.. 1964; Коротка хімічна енциклопедія, т. 2, М., 1963.

  Я. М. Варшавський.