§ 6. Кислоты, основания, амфолиты

Первое научное определение кислот и оснований дала тео­рия-электролитической диссоциации Аррениуса. Кислотами назывались вещества, дающие при диссоциации ионы водорода; основаниями —вещества, диссоциирующие на гидроксид-иоиы. Обязательным условием кислотно-основного взаимо­действия по Аррениусу является реакция нейтрализации, про­текающая по схеме

H+ + OH-^t H₂O.

Исследование диссоциации веществ в неводных раствори­телях расширило представления о веществах, проявляющих кислотные и основные свойства. В 1923 г. И. Бренстед и Т. Ло-ури предложили протонную теорию кислот и оснований. По их мнению, кислотами следует называть вещества, которые могут быть донорами протона, основаниями —вещества, способные присоединять протон (акцепторы протона):

А В + H⁺.

Кислота Основание Протон

Вещество А является кислотой. Из этой схемы следует, что основание В уже не обязательно связано с гидроксильной группой. В связи с этими представлениями кислотами и осно­ваниями могут быть не только нейтральные частицы, но и ионы. Например:

HCl ^H++ Cl-,

Кислота Протон Основание

NH⁺ H+ + NH₃;

Кислота Протон Основание

HCO₃ H+ + CO₃".

Кислота Протон Основание

Протоны, отдаваемые кислотой, обычно соединяются с рас- творителем. Если молекулы растворителя не способны ни при- соединять, ни отдавать протоны, в таком растворителе раство- ренное вещество не может проявлять ни кислотных, ни основ- ных свойств. Таким образом, растворенное вещество только тогда проявляет кислотные свойства, когда растворитель об- ладает основными свойствами, т. е. в случае A₁ + S₂ B₁ + A₂.

Кислота I Основание 2 Основание 1 Кислота 2

3 5-1457

65

Кислота A₁, потеряв протон, превращается в сопряженное основание S₁, а основание S₂, присоединив протон, превраща­ется в сопряженную кислоту Л₂.

Диссоциацию кислоты и основания в воде по Бренстеду следует записывать в виде:

HCl + H₂O $ H₃O+ + Cl"; NH₃ + H₂O NH 4 + OH-

Протолитическая теория Бренстеда предлагает следующую классификацию растворителей: протогенные — растворители, проявляющие кислотные свойства, т. е. способные отдавать протоны (вода, спирты, кислоты); протофильными являются растворители, обладающие свойствами оснований, т. е. способ­ные присоединять протоны (вода, спирты, амины). Раствори­тели, не способные ни отдавать, ни присоединять протоны, называются апротонными (бензол, толуол, четыреххлористый углерод).

Свойства кислоты или основания нельзя однозначно при­писывать растворенному веществу, не учитывая свойств рас­творителя. Одно и то же вещество может быть и кислотой и ос­нованием в зависимости от растворителя. Например, анилин в водном растворе проявляет свойства слабого основания, в аммиачном — свойства кислоты.

Подробные исследования свойств многих веществ показа-. ли, что кислотными свойствами могут обладать соединения, не участвующие в передаче протона. Это привело к появлению новых теорий кислоти оснований, одной из которых является теория Льюиса. По его представлениям, кислотой следует считать вещество, частичка которого способна использовать свободную пару электронов другой молекулы или иона для образования устойчивой электронной оболочки, основанием — вещество, которое обладает свободной парой электронов. Ta-' кое определение не только охватывает все рассмотренные ра­нее случаи, но и включает кислотно-основные реакции, про­текающие без участия протонов:

:f:

:f:b + :f: ":f:

:f:B:f: Vf:"

Электронная теория кислот и оснований Льюиса носит более общий характер, чем протонная теория, однако с ее по-

мощью не всегда можно объяснить природу образовавшихся связей.

В разработку теории кислот и оснований внесли свой вклад и советские ученые —М. И. Усанович, А. И. Шатенштейн, Н. А. Измайлов.

Н. А. 'Измайлов предложил кислотой называть вещество, содержащее водород и участвующее в кислотно-основном взаимодействии в качестве донора протона, а основанием — вещество, участвующее в кислотно-основном взаимодействии в качестве акцептора протонов. Он разработал теорию диссо­циации кислот и оснований в различных неводных растворите­лях, предположив, что диссоциируют не сами кислоты и ос­нования, а продукты ассоциации молекул кислот и оснований с молекулами растворителя.

С точки зрения современных представлений о состоянии электролитов в растворах мерой их силы должна служить константа диссоциации. Причем в зависимости от свойств рас­творителя растворенное вещество может быть сильным или слабым электролитом либо вообще не подвергаться диссоци­ации. Например, хлороводород, растворенный в воде, явля­ется сильным, в уксусной кислоте—слабым электролитом, а в бензоле — неэлектролитом. В воде сильными элек­тролитами считают вещества, для которых К > Ю"², для электролитов средней силы К fa Ю"²— 10 *, для слабых ■— К < 10"⁶.

Многие электролиты в одном и том же растворителе могут проявлять свойства кислоты и основания. Такие электролиты называются амфотерними, или амфолитами. К ним отно­сятся г-идроксиды амфотерных элементов (Zn, Al, Cr), а также аминокислоты.

Гидроксиды амфотерных металлов диссоциируют как кислоты и основания:

Zn (OH)₂ + 2H₂O ZnOJj^- 4 2H₃O⁺; Zn (OH)₂ Zn²⁺ + 2OH-.

Амфотерные свойства аминокислот обусловлены наличием в их молекуле двух функциональныхтрупп — аминогруппы и карбоксильной. В растворе аминокислоты существуют в виде цвиттерионов (или амфиионов):

NH₂ACOOH NH % — R — ООО".

3*

67

Группа COO^- в цвиттерионе проявляет основные свойства, являясь акцептором протона, группа NH₃—кислотные: NH⁺ACOG- + H₃O⁺ 5: NH⁺ACOOH + H₂O; NH₃ACOO- + OH-^NH₂ACOO- + H₂O.

Как уже говорилось, сила кислот и оснований определя­ется величиной константы диссоциации. Однако в свете рас­смотренных теорий кислот и оснований многие вещества могут в зависимости от растворителя или условий диссоциации проявлять свойства либо кислоты, либо основания. В лите­ратуре принято константу кислотности вещества обозначать Ka (табл. 9), константу основности —К_ь.