6. Сила и термическая прочность неорганических соединений. Теорий кислот и оснований.

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. Задача теории — предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса — Оствальда

Определения. Кислоты — это соединения, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка.

Основания — соединения, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−.

Соли — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка.

Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды.

Примеры. Кислота — HCl (кислотный остаток Cl-):

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

Основание — NaOH:

NaOH ↔ Na+ + OH-

Реакция нейтрализации (соль — NaCl):

HCl + NaOH = NaCl + H2O

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

Количественные характеристики. Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K.

Для кислоты HA K = [H+]·[A-]/[HA]

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

Протонная теория Брёнстеда — Лаури

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А В + Н+ (А — кислота, В — основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH−.

Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

AlCl3 + Cl− → AlCl4−

BF3 + F− → BF4−

PCl5 + Cl− → PCl6−.

Механизм термической прочности химического соединения сводится к разрушению хотя бы одной химической связи.

-Термическая прочность оксокислоты или основания прямо пропорционально силе оксокислоты или основания.

-Термическая прочность бескислородной кислоты обратно пропорционально ее силе.

Пример 1 : Сравнить ТП (Ba(OH)₂) и ТП (Mg(OH)₂) оснований

α (Ba(OH)₂)> α (Mg(OH)₂), т.к.

ПВ (Ba⁺² – O^-2)< ПВ (Mg⁺² – O^-2)

q (Ba⁺²) = q (Mg⁺²)

r (Ba⁺²) > r (Mg⁺²)

def_e (Ba⁺²) ≈ def_e (Mg⁺²) оба иона «жесткие»

Отсюда: ТП (Ba(OH)₂)>ТП(Mg(OH)₂), т.е. Т_разл.(Ba(OH)₂)> _Тразл (Mg(OH)₂)

Ba(OH)₂→BaO+H₂O(Т_разл=780⁰);

Mg(OH)₂→MgO+H₂O(Т_разл=350⁰)

6 ВОПРОС

6. Классификация и изменение кислотно-основных свойств неорганических гидроксидов с позиции полярности химической связи, характера электролитической диссоциации и поляризации ионов.

Гидроксиды – это сложные химические соединения, содержащие гидроксогруппу (ОН-), представляет собой продукты прямого или косвенного взаимодействия оксида с водой. По характеру отношения к кислоте и основанию различают гидроксиды (NaOH), кислотные (H2SO4 или SO2(OH)2) иамфотерные (Zn(OH)2).

Кислотно- основной характер неорганических гидроксидов можно определить с позиции строения атома, полярности химической связи, электролитической диссоциации и поляризации ионов.

Характер гидроксидов с позиции строения атома.

*s- элементы, проявляющие типично Ме свойства, и некоторые d- элементы, имеющие в гидроксидах минимальную степень окисления, образуют основные гидроксиды (NaOH, Cr(OH)2).

*p- элементы, проявляющие типично НеМе свойства, и некоторые d- элементы, имеющие в гидроксидах максимальную степень окисления, образуют кислотные гидроксиды (HNO3, H2CrO4).

*s,p,d- элементы, проявляющие Ме и НеМе свойства, и некоторые d- элементы, имеющие в гидроксидах промежуточную степень окисления, образуют амфотерные гидроксиды (Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3)

Характер гидроксидов с позиции полярности химической связи и электролитической диссоциации.

Полярность химической связи характеризует степень ее ионности и количественно равна разности электроотрицательности (ЭО) атомов,образующих химическую связь:

П₁(Э⁺ⁿ-О^-2)=ЭО(О)-ЭО(Э); П₂(О^-2-Н⁺¹)=ЭО(О)-ЭО(Н)

Распад молекулы гидроксида под действием диполей воды (Н₂О) всегда происходит по более полярным связям. Это связано с тем,что повышение полярности химической связи уменьшает ее химическую прочность.

- Основной гидроксид: Э⁺ⁿ+ О^-2- Н⁺¹

П₁ > П₂

Происходит разрыв связи Э⁺ⁿ- О^-2, в результате чего отщепляется ион гидроксида (ОН^-): NAOH→Na⁺ + OH^- .Для сильных оснований П₁>2.

- Кислотный гидроксид: Э⁺ⁿ- О^-2+Н⁺¹

П₁ < П₂

Происходит разрыв связи О^-2 – Н^-1, в результате чего отщипляется ион водорода (Н⁺): H₂SO₄→2H⁺ + SO₄^-2. Для сильных кислот П₁<1.

Характер гидроксидов с позиции поляризации ионов.

Каждое химическое соединение состоит из ионов, которые создают вокруг себя электрическое поле знака «+» (катион) и знака «-» (анион). Между противоположно заряженными полями ионов возникает взаимодействие, приводящее к деформации электронных оболочек ионов. Это явление получило название поляризации ионов, а взаимодействие между ионами условно называют поляризационным взаимодействием (ПВ) ионов.

Учитывая, что в гидроксиде кислород связан с водородом и элементом гидроксообразователя, двумя химическими связями, имеет место два поляризационных взаимодействия (ПВ):

Э⁺ⁿ+ О^-2- Н⁺¹

П₁ П₂

По соотношению ПВ можно предсказать характер гидроксида.

*Основной гидроксид: ПВ (Э⁺ⁿ+ О^-2) < (О^-2- Н⁺¹) происходит разрыв связиЭ⁺ⁿ+ О^-2, в результате отщепляется ион гидроксида (ОН-).

*Кислотный гидроксид: ПВ (Э⁺ⁿ+ О^-2) < (О^-2- Н⁺¹) происходит разрыв связиЭ⁺ⁿ+ О^-2, в результате отщепляется ион водорода (Н+).