Теорії кислот і основ

Сучасна теорія кислот-основ починається з 1887 р., з робіт Сванте Арреніуса, присвячених дисоціації сполук у водних розчинах. За Арреніусом сполука, що при дисоціації утворює йон H⁺, є кислотою, а йон OH^– — основою^[1]. Звідси природним чином випливає поняття про реакцію нейтралізації як сполучення йонів H⁺ і OH^– з утворенням води:

H⁺(aq) + OH^–(aq) = H₂O, унаслідок якої також утворюється сіль. Пізніше цю теорію було узагальнено на ��еводні розчинники.

1.Теорія поширюється тільки на водні розчини.

2. Поняття «основа» обмежене тільки електролітами, що містять групу ОН^–

Теорія розчинників (Е. Франклін, 1924) в основу кислотно-основного дуалізму ставить процес автопротолізу молекул розчинника, наприклад для води:

2H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–.

(У випадку апротонних розчинників можна сформулювати відповідну рівновагу для будь-якої іншої обмінної зарядженої частинки, наприклад Cl^– у SbCl₅.)

Кислотами та основами є речовини, які при дисоціації в розчині збільшують концентрацію тих самих відповідно позитивних чи негативних іонів, що утворюються при автопротолізі розчинника. Так, для рідкого аміаку (автопротоліз: 2NH₃ ⇄ NH⁺
₄ + NH^–
₂) відома реакція

2 NaNH₂ (основа) + Zn(NH₂)₂ (кислота) → Na₂[Zn(NH₂)₄] (сіль)

А HNO₃ в концентрованій сірчаній кислоті (автопротоліз: 2H₂SO₄ ⇄ H₃SO⁺
₄ + HSO^–
₄) буде основою, оскільки генеруватиме частинки HSO^–
₄:

HNO₃ (основа) + 2 H₂SO₄ → NO⁺
₂ + H₃O⁺ + 2 HSO^–
₄

У протонній теорії Брьонстеда — Лоурі^[en] (1923) кислоти та основи не пов'язані ані зі здатністю утворювати солі, ані з властивостями розчинника. Згідно з нею кожна пара частинок, які перетворюються одна в іншу при приєднанні/відщепленні протона, утворює спряжені кислоту та основу. Кислота є донором протона, основа — його акцептором. У кислотно-основній реакції беруть участь дві пари спряжених кислот та основ з різною відносною силою кислотності та основності. Наприклад, в реакції (можна вважати, що вона відбувається в безводній сульфатній кислоті):

H₂SO₄ + NH₃ → NH⁺
₄ + HSO^–
₄

зліва кислотою є H₂SO₄ (спряжена основа HSO^–
₄), а основою NH₃ (спряжена кислота NH⁺
₄). У загальному випадку кислотно-основні реакції за Брьонстедом представляються такою схемою:

AH + B → BH⁺ + A^–,

де AH — кислота, B — основа, BH⁺ — кислота спряжена до B, а A^– — основа, спряжена до AH.

В електронній теорії Льюїса (1923) кислотність-основність взагалі не пов'язані з наявністю протона. Головним елементом теорії є неподілена електронна пара, наявність якої є ознакою основи. Наявність же вільної молекулярної орбіталі, здатної прийняти таку пару з утворенням зв'язку за донорно-акцепторним механізмом, визначає кислоту. При такому підході кислота не обмінюється атомами з основою, а приєднується до неї. Наприклад:

NH₃: + H⁺ = NH⁺
₄

Такий підхід широко застосовується в координаційній хімії, де центральний атом (часто катіон) зазвичай виступає кислотою, а донорний атом ліганду — основою. Саме на теорії Льюїса ґрунтується Теорія кислот і основ Пірсона.

Також у термінах теорії Льюїса зручно описувати певні види каталізу в органічній хімії. Кислоти Льюїса мають здатність до координування до неподілених електронних пар електронегативних атомів, а основи Льюїса — до атомів із незаповненими орбіталями, або зі значними частковими позитивними зарядами, таким чином активуючи функціональну групу, що реагує. В останній час з'явився новий напрямок каталізу за допомогою фрустрованих пар Льюїса, що є сумішами кислот та основ Льюїса, чия взаємна координація ускладнена внаслідок наявності громіздких (стерично вимогливих) замісників^[2].

Електронну та протонну теорії об'єднує теорія кислот та основ, запропонована М. І. Усановичем (у 1939—1953). Згідно з нею кислота — речовина, здатна віддавати катіони або приєднувати аніони. Основа здатна віддавати аніони або приєднувати катіони. Наприклад:

CH₃I (кислота) + N(CH₃)₃ (основа) → (CH₃)₄NI

• Кислоты и основания // Химическая энциклопедия : в 5 т. / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энцикл., 1990. — Т. 2 : Даффа реакция — Меди сульфат. — Стб. 777. — Библиогр. в конце ст. — ISBN 5-85270-035-5.(рос.)