Материал: 1_metodichka_po_khimii

Ион водорода - протон - обладает уникальностью, то есть отличается от всех других ионов:

1.обладает малыми размерами (в 10000 раз меньше других);

2.обладает высокой подвижностью;

3.единственный ион, у которого отсутствуют электронные оболоч-

ки; он может внедряться в электронные оболочки других атомов, образуя водородную связь.

При растворении НСl в Н2О наблюдается протолитическое взаимо-

действие: НСl ↔ Н+ + Сl- или НС1 + Н2О↔ Н3О+ + Сl- Н3О+ - это ион гидроксония

Согласно этой теории, все кислоты делятся на несколько групп:

1.нейтральные: H2SO4, HC1, Н2О;

2.анионные: HSО4-, H2PО4-, НРО42-

3.катионные: NH4+, H3О+.

Основания:

1.нейтральные: Н2О, NH3;

2.анионные: CN-, СН3СОО-.

Некоторые вещества обладают амфотерностью, например, вода:

Для характеристики протолитических свойств растворителей исполь-

зуется понятие «сродства к протону» - это энергия, которая выделяется при присоединении протона к одной молекуле растворителя. В порядке уменьшения сродства к протону все растворители образуют ряд, например:

NH3; H2О; C2H5OH; HCN; CH3COOH; HNО3; H2SО4 - уменьшение сродства к H+, усиление кислотных свойств. Таким образом, любой член этого ряда является кислотой ко всем предыдущим членам этого ряда, например:

86

С2Н5ОН + HCN ↔ С2Н5ОН2+ + CN- основание кислота

Наибольшим сродством к протону обладает аммиак (NH3) - он всегда будет основанием. Например, при растворении спирта в аммиаке:

С2Н5ОН + NH3 → NH4+ +С2Н5О-

кислота основание Центральным понятием протолитической теории является протоли-

тическая реакция. Это реакция переноса протона от кислоты к основа-

нию. Первоначально было предложено так называть перенос протона от молекулы кислоты к молекуле растворителя. Прочие реакции переноса протона называли прототропными. В последнее время протолитическими называют любые реакции переноса протона.

После потери протона оставшаяся часть молекулы кислоты стано-

вится основанием. Вместе они составляют сопряженную кислотно-

основную пару. Такие пары частиц записывают в виде дроби: HCl/Cl-, H2SO4/HSO4-, NH4+/NH3.

Протонная теория кислот и оснований Бренстеда

Кислоты Бренстеда – это соединения, способные отдавать протон

(доноры протона). Основания Бренстеда – это соединения, способные при-

соединять протон (акцепторы протона). Для взаимодействия с протоном основание должно иметь свободную пару электронов или электроны π-

связи.

Кислоты и основания образуют сопряженные кислотно-основные па-

87

увеличивают кислотность и уменьшают основность. Факторы, стабилизи-

рующие преимущественно кислоту по сравнению с основанием, действуют в противоположном направлении. Поскольку сопряженные основания, как правило, несут отрицательный заряд, то увеличению кислотности способ-

ствуют факторы, стабилизирующие анион.

Влияние строения на силу кислот и оснований.

Кислоты Бренстеда.

Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от

его структурного окружения. Для оценки относительной силы кислот важ-

ны такие характеристики атома при кислотном центре как его электроот-

рицательность и поляризуемость.

При прочих равных условиях для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома кислотность соединений увеличивается, так как высокая электроотрицательность атома при кислотном центре стабили-

зирует образующийся при отщеплении протона анион. Так, кислотность

Электроотрицательность атома зависит не только от его природы, но и от типа гибридизации и возрастает по мере увеличения s-характера гибрид-

ных орбиталей. Параллельно возрастает кислотность соединений:

Увеличение кислотности соединений, несмотря на снижение элек-

90