HA + B A^- + HB⁺; K_с кислота основание основание кислота

HNO₃ + NH₃ NO₃^- + NH₄⁺

сопряженными парами будут HNO₃ / NO₃^- и NH₄⁺ / NH₃.

NH_3(г) + H⁺_(г) NH₄⁺_(г); ΔH° = -868 кДж

H₂O_(г) + H⁺_(г) H₃O⁺_(г); ΔH° = -689 кДж

Здесь NH₃ - более сильный акцептор протона и более сильное основание, чем H₂O, а NH₄⁺, наоборот, более слабый донор протона и более слабая кислота, чем H₃O⁺. В ряду жидких веществ:

NH₃, H₂O, C₂H₅OH, HCN, H₂S, CH₃COOH, HNO₃, H₂SO₄, HF, HClO₄

сродство к протону убывает от NH₃ к HClO₄. Из термохимических уравнений

OH^-_(г) + H⁺_(г) H₂O_(г) ; ΔH° = -1644 кДж

F^-_(г) + H⁺_(г) HF_(г) ; ΔH° = -547 кДж

следует, что OH^- - более сильное основание, чем F^-, а H₂O - более слабая кислота, чем HF. В ряду газообразных анионов

S^2-, SO₄^2-, NH₂^-, OH^-, F^-, CN^-, CH₃COO^-, HS^-, NO₃^-, HSO₄^-, ClO₄^-

сродство к протону убывает от S^2- к ClO₄^-.

Протон имеет малые размеры (он примерно в 10000 раз меньше, чем любой другой катион); ему свойственны исключительно высокая подвижность и уникальная способность -внедряться в электронные оболочки других атомов, вследствие чего он никогда не появляется в химических реакциях как свободная частица.
Вода, например, хорошо акцептирует протоны:

H₂O_(ж) + H⁺_(г) H₃O⁺_(ж); K_c равна примерно 10¹⁹⁰!

Вот почему описанный выше перенос протона от кислоты к основанию - это не точно установленный механизм протолитических реакций, а лишь полезный модельный способ отражения различного (но не равного нулю) сродства к протону двух оснований этой реакции (B и A^-) и различной способности двух кислот (HA и HB⁺) к отдаче протона. Аналогичной моделью для окислительно-восстановительных реакций является перенос электрона от восстановителя к окислителю, отражающий лишь различное сродство к электрону окисленных форм двух сопряженных пар и различную способность двух восстановленных форм к отдаче электронов.

Конкуренция за обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакцию обратимой и приводит ее к состоянию протолитического равновесия с определенным значением константы равновесия K_с при T = Const.
Из значений этих констант равновесия следует, что протолитическое равновесие всегда будет смещено в сторону более слабых протолитов.
Так, при 25 °С в реакции

H₃O⁺_(г) + NH_3(г) H₂O_(г) + NH₄⁺_(г); K_с = 2,8 ^. 10¹⁹ >> 1

равновесие почти полностью смещено вправо, а в реакции

H₂O_(г) + F^-_(г) OH^-_(г) + HF_(г); K_с = 1,1 ^. 10^-17 << 1

оно практически полностью смещено влево.

Иногда протонсодержащая частица HA^- (молекула или ион) может быть и основанием, и кислотой (т.е. она способна как отдавать, так и принимать протоны). Такие протолиты носят название амфолитов.
Амфолит HA^- проявляет двойственные протолитические свойства, во-первых, в реакции между двумя своими частицами в реакции автопротолиза:

HA^- + HA^- A^2- + H₂A,
кислота + основание ↔ основание + кислота

а во-вторых, в двух одновременно протекающих реакциях с другим амфолитом HB^-:

(I) HA^- + HB^- A^2- + H₂B;
кислота + основание ↔ основание + кислота

(II) HA^- + HB^- H₂A + B^2-
основание + кислота ↔ кислота + основание

Примерами могут служить автопротолиз газообразной воды:

H₂O_(г) + H₂O_(г) OH^-_(г) + H₃O⁺_(г)
кислота + основание ↔ основание + кислота

и взаимодействие двух амфолитов ( H₂O и HF) между собой:

(I) H₂O_(г) + HF_(г) OH^-_(г) + H₂F_+(г)
кислота + основание ↔ основание + кислота

(II) H₂O_(г) + HF_(г) H₃O⁺_(г) + F^-_(г)
основание + кислота ↔ кислота + основание

Итак, в протолитических реакциях все вещества, будь то реагенты или продукты, проявляют кислотные или основные свойства.
Протонная теория рассматривает каждое вещество в конкретной ситуации, исходя из выполняемой этим веществом химической функции (донора или акцептора протонов).
Встречаются протолиты либо с однозначной функцией (кислоты, основания) либо с двойственной функцией (амфолиты).

Читать дальше >>>

Отвечать на вопросы >>>

Содержание >>>

Заглавная страница >>>